TABLA 2012

Tabla periódica

El descubrimiento de un gran número de elementos y el estudio de sus propiedades puso de manifiesto entre algunos de ellos ciertas semejanzas. Esto indujo a los químicos a buscar una clasificación de los elementos no solo con objeto de facilitar su conocimiento y su descripción, sino, más importante, para las investigaciones que conducen a nuevos avances en el conocimiento de la materia.

Unidad 2

TABLA PERIODICA.

1800: N, O, H, CL, T, Ni, Mg, V, Pb, W. Se conocieron en el siglo XVIII en ese entonces Berceleus fue el primer científico que trato de ordena la tabla periódica de los elementos incluyendo además su peso atómico.

1826: Carlos descubrió el elemento llamado Celiu el cual contenía 2 elementos que denominó primero como Didimio el cual se indica como gemelo y el Lactano.

1829: Dobereiner quien ordeno los elementos químicos Cloro, Bromo, y el Yodo, posteriormente 2 elementos mas que fueron el calcio y el bario el cual considero que tenían diferente peso atómico.

1852: Edgar Frankland indico que todos los elementos químicos conocidos hasta ese entonces se combinaban con el Hidrogeno y con el Oxigeno formado lo que conocemos como agua, dos elementos mas que conoció el N y el H para formar el amoniaco.Dos elementos mas el carbono y el Oxigeno formando un compuesto CO2 Dióxido de carbono.

1864: Newlands quien propuso el sistema donde los periodos de la tabla periódica establecían la llamada ley de las octavas debido a que el octavo elemento da comienzo a una nueva columna en ese mismo año Dimitri Mendelieu propuso los periodos de la tabla periódica la cual se completo manejando las valencia de los elementos con la aparición de la mecánica cuantica y la física nuclear, se ha podido coordinar definitivamente los elementos donde en ese entonces se manejaba peso atómico y que actualmente conocemos como numero atómico.

1862: A. E. B. Dechancourtois quien propuso que los elementos se manejaran según el orden decreciente de los pesos atómicos. Sobre una curva helicoidal la cual se encontraba en el espacio.

1865: Newlands Quien propuso el sistema de clasificación de los elementos decrecientes de sus pesos atómicos.

1878: Marc Delafontaine quien estableció y creyó encontrar el elemento didimio dándole un nuevo nombre a este nuevo elemento.

1879: Pauly Emile Lecoq quien estableció el estudio del elemento llamado Didimio y que pos su procedencia. Lo denomino con el nombre llamado Cemario.

1885: Se conocían 100 elementos aproximadamente en donde actualmente ha desaparecido el elemento llamado didimio y en ese entonces aparecieron otros elementos como: Cletio, Damario, Donario, el Incognico, Cosmio, Masuario, Filipio, Nipón, Rusio, Norio.

1870: Meller y Mendeliu estableció la tabla periódica en donde cada uno de ellos trataba de darle el ordenamiento adecuado.

1894: Ramsay, descubrió el elemento conocido como el Argon, Helio, Criptón, Zenón que actualmente los encontramos en la tabla periódica moderna en el grupo VIII A conocido como grupo cero o rasagado.

1900. Friedrieh Ernest quien descubre el elemento llamado Radon.

1907: Mendeliu indicaba que la tabla periódica se conocían 63 elementos en los cuales se encontraba el Ca, Al, Si, en donde a dichos elementos desconocidos los llamo de la siguiente manera: Ek-Al, Ek-Si, Ek-Ca, en donde el prefijo Ek significaba como uno (Ek=1).

1913: Antón Van Den Bdrok quin propuso ordenar la carga nuclear de cada átomo, estos son algunos científicos como químicos.

CLASIFICACIÓN DE LOS ELEMENTOS.

Se clasifican 3 tipos tentativos de la tabla periódica.

1.- Primera tentativa: de su clasificación Por triadas de Dobereiner quien propuso dichas leyes de las triadas agrupando elementos con sus propiedades semejantes.

2.- Segunda tentativa: de su clasificación ley de las octavas Denmewlands quien dispuso de los elementos en orden decreciente en su peso atómico después de cada 7 elementos el octavo se repetía con sus propiedades del primero debido a ello se le denomino ley de las octavas. 3.- Tercera tentativa. De su clasificación llamada como sistema periódica de Mendeliu quien estableció la tabal periódica comprendiendo el alcance de la ley periódica.En donde el manejo los siguientes postulados:1.- es ordena los elementos según sus pesos atómicos.2.- Los elementos semejantes en sus propiedades químicas y poseen pesos atómicos semejantes (al potasio y ala Acecio).3.- La colocación de los elementos en orden a sus pesos atómicos y que corresponden a su tipo de valencia.4.- Los elementos mas difundidos en la naturaleza considero los de peso atómico pequeño los cuales poseen propiedades bien definidas.5.- El valor del peso atómico caracteriza como un elemento permite predecir sus propiedades.6.- El descubrimiento de elementos a un desconocido.7.- En deternimados elementos pueden corregirse sus pesos atómicos.

VENTAJAS DEL SISTEMA DE MENDELIU.1.- corrigió pesos atómicos de algunos elementos. 2.- Determino las propiedades de algunos elementos desconocidos que fueron: Ek-Boro, Ek-Aluminio, Ek-Silicio. 3.- Ransy Fue el descubridor del carbono.4.- Todos lo huecos que se dejo en blanco fueron llenados al descubrir nuevos elementos.

DEFECTOS DE LA TABLA PERIODICA DE MENDELIU1) No tenia un lugar fijo para el hidrogeno.2) Destaca una sola valencia.3) El conjunto de elementos con el nombre de elementos de tierras raras (Latamidos)4) No se conocida exactamente el numero exacto de periodos.5) La distribución de los elementos no se encontraba en orden decreciente de los pesos

atómicos.

Unidad 2

TABLA PERIODICA.

1800: N, O, H, CL, T, Ni, Mg, V, Pb, W. Se conocieron en el siglo XVIII en ese entonces Berceleus fue el primer científico que trato de ordena la tabla periódica de los elementos incluyendo además su peso atómico.

1826: Carlos descubrió el elemento llamado Celiu el cual contenía 2 elementos que denominó primero como Didimio el cual se indica como gemelo y el Lactano.

1829: Dobereiner quien ordeno los elementos químicos Cloro, Bromo, y el Yodo, posteriormente 2 elementos mas que fueron el calcio y el bario el cual considero que tenían diferente peso atómico.

1852: Edgar Frankland indico que todos los elementos químicos conocidos hasta ese entonces se combinaban con el Hidrogeno y con el Oxigeno formado lo que conocemos como agua, dos elementos mas que conoció el N y el H para formar el amoniaco.Dos elementos mas el carbono y el Oxigeno formando un compuesto CO2 Dióxido de carbono.

1864: Newlands quien propuso el sistema donde los periodos de la tabla periódica establecían la llamada ley de las octavas debido a que el octavo elemento da comienzo a una nueva columna en ese mismo año Dimitri Mendelieu propuso los periodos de la tabla periódica la cual se completo manejando las valencia de los elementos con la aparición de la mecánica cuantica y la física nuclear, se ha podido coordinar definitivamente los elementos donde en ese entonces se manejaba peso atómico y que actualmente conocemos como numero atómico.

1862: A. E. B. Dechancourtois quien propuso que los elementos se manejaran según el orden decreciente de los pesos atómicos. Sobre una curva helicoidal la cual se encontraba en el espacio.

1865: Newlands Quien propuso el sistema de clasificación de los elementos decrecientes de sus pesos atómicos.

1878: Marc Delafontaine quien estableció y creyó encontrar el elemento didimio dándole un nuevo nombre a este nuevo elemento.

1879: Pauly Emile Lecoq quien estableció el estudio del elemento llamado Didimio y que pos su procedencia. Lo denomino con el nombre llamado Cemario.

1885: Se conocían 100 elementos aproximadamente en donde actualmente ha desaparecido el elemento llamado didimio y en ese entonces aparecieron otros elementos como: Cletio, Damario, Donario, el Incognico, Cosmio, Masuario, Filipio, Nipón, Rusio, Norio.

1870: Meller y Mendeliu estableció la tabla periódica en donde cada uno de ellos trataba de darle el ordenamiento adecuado.

1894: Ramsay, descubrió el elemento conocido como el Argon, Helio, Criptón, Zenón que actualmente los encontramos en la tabla periódica moderna en el grupo VIII A conocido como grupo cero o rasagado.

1900. Friedrieh Ernest quien descubre el elemento llamado Radon.

1907: Mendeliu indicaba que la tabla periódica se conocían 63 elementos en los cuales se encontraba el Ca, Al, Si, en donde a dichos elementos desconocidos los llamo de la siguiente manera: Ek-Al, Ek-Si, Ek-Ca, en donde el prefijo Ek significaba como uno (Ek=1).

1913: Antón Van Den Bdrok quin propuso ordenar la carga nuclear de cada átomo, estos son algunos científicos como químicos.

CLASIFICACION DE LOS ELEMENTOS.

Se clasifican 3 tipos tentativos de la tabla periódica.

1.- Primera tentativa: de su clasificación Por treadas de Dobereiner quien propuso dichas leyes de las treadas agrupando elementos con sus propiedades semejantes.

2.- Segunda tentativa: de su clasificación ley de las octavas Denmewlands quien dispuso de los elementos en orden decreciente en su peso atómico después de cada 7 elementos el octavo se repetía con sus propiedades del primero debido a ello se le denomino ley de las octavas. 3.- Tercera tentativa. De su clasificación llamada como sistema periódica de Mendeliu quien estableció la tabal periódica comprendiendo el alcance de la ley periódica.En donde el manejo los siguientes postulados:1.- es ordena los elementos según sus pesos atómicos.2.- Los elementos semejantes en sus propiedades químicas y poseen pesos atómicos semejantes (al potasio y ala Acecio).3.- La colocación de los elementos en orden a sus pesos atómicos y que corresponden a su tipo de valencia.4.- Los elementos mas difundidos en la naturaleza considero los de peso atómico pequeño los cuales poseen propiedades bien definidas.5.- El valor del peso atómico caracteriza como un elemento permite predecir sus propiedades.6.- El descubrimiento de elementos a un desconocido.7.- En deternimados elementos pueden corregirse sus pesos atómicos.

VENTAJAS DEL SISTEMA DE MENDELIU.1.- corrigió pesos atómicos de algunos elementos. 2.- Determino las propiedades de algunos elementos desconocidos que fueron: Ek-Boro, Ek-Aluminio, Ek-Silicio. 3.- Ransy Fue el descubridor del carbono.4.- Todos lo huecos que se dejo en blanco fueron llenados al descubrir nuevos elementos.

DEFECTOS DE LA TABLA PERIODICA DE MENDELIU6) No tenia un lugar fijo para el hidrogeno.7) Destaca una sola valencia.8) El conjunto de elementos con el nombre de elementos de tierras raras (Latamidos)9) No se conocida exactamente el numero exacto de periodos.10) La distribución de los elementos no se encontraba en orden decreciente de los pesos

atómicos.

TABLA PERIODICA CUANTICA Y LARGA DE LOS ELEMNETOS.

TABLA PERIODICA:La cual esta fundamentado por la ley periódica de Dimitri Mendeliu quien nos indica que las propiedades de los elementos son funciones periódicas que dependen de sus números atómicos.Al ordenar en columnas verticales a los elementos con propiedades semejantes se constituyen la llamada tabla periódica la cual contiene las siguientes características que son:

Esta formada por 7 filas o también llamadas hileras, a las cuales se les denomina como periodos que se enumeran del 1 al 7.

El primer periodo consta de 2 elementos que son: el Hidrogeno y el Oxigeno. El segundo y tercer periodo consta de 8 elementos cada uno el segundo: el Litio,

Berilio, Boro, Carbono, Nitrógeno, Oxigeno, Fluor y el Neón, el tercer periodo: el Sodio, Magnesio Aluminio, silicio, Fósforo, Azufre, Cloro y Argon.

El cuarto periodo el cual consta de 18 elementos. Quinto y sexto periodo de 32 elementos. El séptimo se considera incompleto.

En columnas verticales se tienen 18 grupos o familias las cuales se representan en números romanos y con las letras Ay B.

En el grupo IA: son considerados alcalinosEn el grupo IIA: considerados como metales alcalinos férreos.En el grupo IIIA: considerada como la del elemento del Boro.En el grupo IVA: se considera como la familia del carbono.En el grupo VA: se considera como la familia del Nitrógeno.En el grupo VIA: se considera como la familia del Oxigeno.En el grupo VIIA: se encuentran los no metales más activos.En el grupo VIIA: conocidos como los gases raros, nobles o grupo cero.

Los siguientes grupos de familias de los elementos de transición los cuales se simbolizan con el número romano y la letra mayúscula siendo de la siguiente manera: IIIB, IVB, VB, VIB, VIIB, VIIIB, IB y IIB.

Los grupos de las familias I y IIB se considera como los metales frágiles.

El grupo VIII se encuentran los metales dúctiles.

En el grupo IIB se considera con un punto de fusión bajo.

LEY PERIODICA. Esta ley es la base de la tabla periódica la cual establece las propiedades físicas y químicas de lo elementos a representar en forma sistematizado conforme aumenta su numero atómico. Todos los elementos de un grupo representan una gran semejanza cuya diferencia se observa de sus grupos.

De acuerdo a la Ley Periódica expresada anteriormente como ya observamos consta de 7 periodos los cuales son 1-7 también llamados renglones u horizontales los cuales corresponden a cada una de las 7 capas o niveles de energía de los átomos, los cuales son: K, L, N, M, N, O, P, Q con el mismo nivel.

En el primer periodo como observamos su capa K únicamente se forma de elementos, el Helio y el Hidrogeno.En el segundo periodo L comprende la estructura de los átomos en la cual es considerado como periodo corto donde su elemento principal es el litio y su átomo es el Neon

En el tercer periodo se representa con la letra U donde su elemento es el Argon considerado también corto.El cuarto periodo n, su numero principal es el potasio. Y su ultimo elemento corresponde al numero 18 y es el criptón donde 10 elementos con el numero atómico de 1 a 30 considerados como electos de transición, donde tienen valencia variables.El quinto periodo “o” donde su elemento principal es el oxigeno donde es considerado también como periodo largo con sus 18 elementos en donde los elementos en donde los metales de transición constan con numero s atómicos del 39 al 48.El sexto periodo dicha capa se representa con P considerado como periodo extralargo y contiene 32 elementos donde……… que son del 57 al 71 son llamados como lactinos o también como tierras raras.El séptimo periodo representado con la letra Q también considerado como periodo extralargo, donde se encuentran los lactinos también llamados como transurios, los cuales son radioactivos, inestables y creados artificialmente en reactores nucleares.

Tabla periódica moderna

En el presente siglo se descubrió que las propiedades de los elementos no son función

periódica de los pesos atómicos, sino que varían periódicamente con sus números atómicos o

carga nuclear. He aquí la verdadera Ley periódica moderna por la cual se rige el nuevo

sistema: "Las propiedades de los elementos son función periódica de sus números atómicos"

Modernamente, el sistema periódico se representa alargándolo en sentido horizontal lo

suficiente para que los períodos de 18 elementos formen una sola serie. Con ello desaparecen

las perturbaciones producidas por los grupos secundarios. El sistema periódico largo es el más

aceptado; la clasificación de Werner, permite apreciar con más facilidad la periodicidad de las

propiedades de los elementos.

Tabla Periódica Larga y Cuántica de los Elementos

Tabla periódica larga. Está fundamentada en la ley periódica de D. Mendeleiev, quien

nos indica que las propiedades de los elementos son funciones periódicas que dependen de sus

números atómicos. Al ordenar en columnas verticales a los elementos con propiedades

semejantes, se constituye la llamada tabla periódica, que tiene las siguientes características.

Está formada por 7 filas horizontales llamadas periodos, que se numeran del 1 al 7:

Primer periodo, dos elementos

Segundo y tercer periodos, ocho elementos cada uno

Cuarto y quinto periodos, 18 elementos cada uno

Sexto periodo, 32 elementos

Séptimo periodo, incompleto.

En columnas verticales, tenemos 18 grupos o familias, que se distribuyen en:

Ocho grupos principales representados con un número romano y la letra A: IA, IIA,

IIIA, IVA, VA, VIA, VIIIA o grupo 0.

Los elementos del grupo IA son los metales alcalinos y los de IIA, los metales

alcalino-térreos. El grupo IIIA es el de la familia del boro; el IVA, el del carbono; el VA; el

del nitrógeno y el VIA, el del oxígeno. En el grupo VIIA se encuentran los no metales más

activos, llamados halógenos, que son F, CI, Br, I y At. En la parte inferior tenemos las tierras

raras y el último grupo de la derecha, el VIIIA, corresponde a la familia de los gases nobles o

grupo 0.

Ocho grupos de los elementos de transición, que se simbolizan con la letra B: IIIB,

IVB, VB, VIB, VIIB, VIIIB, IB y IIB. Del grupo IIIB al VIIB están los metales frágiles, en el

VIIIB los metales dúctiles y en el IIB los de bajo punto de fusión.

Los elementos más electropositivos se encuentran en el grupo IA, los más

electronegativos en el VIIA y los elementos del grupo 0 no tienen asignado un valor de

electronegatividad.

Tabla periódica de los elementos

Miercoles 29 de Marzo de 2006              

MetalesAlcalinos

MetalesAlcalinoterreos

Metales detransicion

Lantanidos ActinidosOtros

MetalesNo Metales Gases Nobles

Grupo 1 2   3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18

  IA IIA   IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA

Periodo  

11H  

2He

23Li

4Be  

5B

6C

7N

8O

9F

10Ne

311Na

12Mg  

13Al

14Si

15P

16S

17Cl

18Ar

419K

20Ca  

21Sc

22Ti

23V

24Cr

25Mn

26Fe

27Co

28Ni

29Cu

30Zn

31Ga

32Ge

33As

34Se

35Br

36Kr

537Rb

38Sr  

39Y

40Zr

41Nb

42Mo

43Tc

44Ru

45Rh

46Pd

47Ag

48Cd

49In

50Sn

51Sb

52Te

53I

54Xe

655Cs

56Ba *

72Hf

73Ta

74W

75Re

76Os

77Ir

78Pt

79Au

80Hg

81Tl

82Pb

83Bi

84Po

85At

86Rn

787Fr

88Ra **

104Rf

105Db

106Sg

107Bh

108Hs

109Mt

110Uun

111Uuu

112Uub

113Uut

114Uuq

115Uup

116Uuh

117Uus

118Uuo

 

Lantanidos *57La

58Ce

59Pr

60Nd

61Pm

62Sm

63Eu

64Gd

65Tb

66Dy

67Ho

68Er

69Tm

70Yb

71Lu

Actinidos **89Ac

90Th

91Pa

92U

93Np

94Pu

95Am

96Cm

97Bk

98Cf

99Es

100Fm

101Md

102No

103Lr

EL ORDEN DONDE SE ENCUENTRAN LOS ORBITALES SON DE LA SIGUIENTE MANERA:

La forma de estos como ya sabemos cuentan con sus diferentes periodos y en los cuales se encuentra su configuración electrónica la cual establece en donde el elemento tiene en su última capa la valencia de 8 electrones.

El orbital S cuenta con 2 electrones. El orbital P con 6 electrones. El orbital d con 10 electrones.

Los primeros dos grupos están completos con su capa que indica dicho periodo.Así el rubidio en el quinto periodo tendrá en su capa de valencia tendera la configuración electrónica 5 s1. Mientras que el bario cuenta con la configuración de 6 s2

Los grupos de familia del 3 al 12 completa los orbítales de la capa anterior a dicha capa de valencia en donde el fierro y el cobalto en su periodo cuarto cuenta con su configuración electrónica 3d6 462 en la que la capa de valencia no se modifica pero si la capa anterior.Los grupos de las familias del 13 al 18 completan los orbítales P de dicha valencia finalmente los elementos de transición interna completa los orbítales s de su antepenúltima capa.

………………………

CARACTRERISTIXAS DE LOS PRINCIPALES FAMILIAS DE LOS ELMENTOS.

Metales y no metales. Metales alcalinos Metales alcalinotérreos Alógenos. Gases nobles o raros. Metales de transición metales de transición interna.

CARACTERISTICAS DE LOS METALES.

1. son sólidos a temperatura ambiente excepto el Hg. el cual se encuentra en estado líquido.

2. la mayor parte son mas densos que el agua (Li, Na, K)3. presentan brillo.4. son maleables es decir se les puede convertir en laminas (Au) es considerado el

elemento mas maleable.5. son dúctiles es decir se puede hacer con ello y los alambres Cu.

6. son considerados como buenos conductores del calor 7. son considerados como buenos conductores de la electricidad (Ag) es el

elemento que mas conduce electricidad.8. su molécula es considerada como mono atómica.9. sus átomos al combinarse pierden sus electrones.10. se combina con el oxigeno para formar óxidos básicos.(FeO)

CARACTERISTICAS DE LOS METALES.

1. algunos son sólidos, otros gaseosos y el único liquido es considerado al bromo (BR) a temperatura ambiente.

2. generalmente son considerados menos densos que el agua3. carecen.4. no son maleables, los que son sólidos se pulverizan al voltearse.5. son dúctiles.6. no son buenos conductores de la electricidad.7. sus moléculas no son monoatómicas.8. sus átomos tienen 5, 6 y 7 electrones en su último nivel energético.9. dichos átomos al combinase ganan electrones convirtiéndose en iones

negativos considerándose como aniones.10. se combina con el oxigeno en donde se forma como óxidos ejemplo: dióxido

de azufre.

PROPIEDADES QUIMICAS DE LOS METALES

1. Forma aleaciones2. Al combinarse con el oxigeno forman óxidos metálicos3. Al combinarse con el agua forman los hidruros.4. Al combinarse con un no metal forman sales (cloruro de sodio)5. Cuando se combinan con un no metal donan su electrón donde surge una

oxidación convirtiéndose en iones positivos al cual se le denomina cation. 6. Sus números de oxidación son considerados positivos.7. Poseen bajo potencial de ionizacion.8. En su último nivel de elegía tienen uno dos o tres electrones.9. Sus moléculas son considerados como monoatómicas 10. Los alcalinos son los más activos.

PROPIEDADES FISICAS

1. presentan brillo dicho aspecto donde su color metálico depende de la luz que presenta ejemplo Au donde presenta su color amarillo, Cu su color rojo etc.

2. se encuentra en estado sólido con excepción del mercurio el galio casio, hecesio los cuales son líquidos a temperatura ambiente.

3. presentan sus valores de densidad elevados.4. tienen puntos de fusión altos 5. son buenos conductores del calor y la electricidad.6. son dúctiles (forman alambres)

7. algunos presentan tenacidad (resistencia al romperse o deformarse)8. son maleables (laminas muy delgadas)9. son duros (resistencia al ser rayados o cortados)

Propiedades Periódicas y No Periódicas de los Elementos Químicos

Son propiedades periódicas de los elementos químicos las que desprenden de los

electrones de cadena de valencia o electrones del piso más exterior así como la mayor

parte de las propiedades físicas y químicas.

1. Radio atómico

2. Radio iónico

3. Energía de ionización 4. Electronegatividad5. Afinidad electrónica

Radio atómico

Es la distancia de los electrones más externos al núcleo. Esta distancia se mide

en Angström (A=10-8), dentro de un grupo Sistema periódico, a medida que aumenta el

número atómico de los miembros de una familia aumenta la densidad, ya que la masa

atómica crece mas que el volumen atómico, el color F (gas amarillo verdoso), CI (gas

verde), Br (líquido rojo), I sólido (negro púrpura), el lumen y el radio atómico, el

carácter metálico, el radio iónico: aunque el radio iónico de los elementos metálicos es

menor que su radio atómico.

Radio iónico

Cuando los iones formados al perder electrones o ganar presentan una variación de

volumen como el comportamiento donde cargar la carga nuclear efectiva siendo de la

siguiente manera.

a) Iones cargados positivamente son, más pequeños que sus átomos neutros.

b) Los iones cargados negativamente son mas grandes y sus átomos neutros.

c) En una serie hizo eléctricos los radios iónicos disminuyen al aumentar la carga

nuclear.

Energía de ionización Es considerada la cantidad de energía que se necesita para separar un electrón de un átomo neutro y gaseoso en su estado fundamental. Es decir que la energía que se necesita para formar un ion monopositivo.

ElectronegatividadEs la tendencia que tiene un elemento para atraer hacia si el par electrónico del enlace compartido con otro varia de la misma forma que los anteriores.

Afinidad electrónica

La electro afinidad, energía desprendida por un Ion gaseoso que recibe un

electrón y

pasa a átomos gaseosos, es igual el valor al potencial de ionización y disminuye al

aumentar el número atómico de los miembros de una familia. La electronegatividad es

la tendencia de un átomo a captar electrones. En una familia disminuye con el número

atómico y en un período aumenta con el número atómico.

CLASIFICACION DE LOS METALES DE ACUERDO COMO SE ENCUENTRA EN LA NATURALEZA:

Li, K, Na, Mg, Be, Sr, Ba, Co, Al, Ga, In, Ta, Sn, Pb, Fe, Cu, Ni, Ag, Au, Zn, Cd, Hg, Cr.

ClasificaciónAl

1. se considera como metal ligero se utiliza en cableados en caos e industrias.2. en la construcción de aviones.3. accesorios para industrias químicas.4. fabricación.5. pueden sustituir al cobre.

Plomos:1. construcción de acumuladores.2. protección de cables eléctricos.3. para cubrir tejados y paredes de las cámaras de fabricación de ácido sulfúrico.4. se utiliza en tuberías para el agua para el gas de alumbrado. 5. Como elementos en las pilas y acumuladores eléctricos,6. constituye las diversas aleaciones como son el metal de soldadura y el metal

para tipo de imprecto.7. preparación del plomo tetraetilo pb(C2H3)4 aditivo que se utiliza como

antidetonante.8. se utiliza en la tubería y acumuladores de autobuses.

Cobre.1. se utiliza en la manufactura de cables eléctricos.2. se considera conductor eléctrico.3. se utiliza en la construcción de calderas alambiques y concentradores.4. se encuentra en aleaciones.

Fierro1. material de construcción.

2. instrumentos corrientes.3. en las aleaciones forma transformaciones como consecuencia de las variaciones

de las temperaturas4. desde el punto de vista biológico el fierro es considerado indispensables para los

organismos vegetales y animales, considerando como el elemento más abundante y económico que cuenta la humanidad y se emplea fundamentalmente en la fabricación.

Cromo:1. se emplea principalmente para cromar piezas metálicas y entre sus aleaciones

se encuentran algunos aceros muy duros.Mercurio:

1. se utiliza en aparatos eléctricos como tubos de vapor a temperaturas elevadas.

2. se utiliza para llenar termómetros, manómetros, barómetros, densímetros, lámparas fluorescentes en la extracción de planta y oro, alumbrado público y interruptores eléctricos.

3. son útiles sus aleaciones (amalgamas) que emplean en la metalurgia y odontología.

Potasio:1. se utiliza como fertilizante potásico nitrogenado.2. se utiliza como usos industriales.

Sodio:1. se utiliza para deshacer líquidos orgánicos como el eter.2. en la industria se utiliza en la fábrica de sianuro de sodio, amiba sodica.3. detergentes, blanqueantes, algunos colorantes y el oxido.4. se utiliza en fábricas de colorantes medicamentos.

1. sus posiciones en la tabla periódica.

2. Haga un cuadro donde disponga los elementos estudiados conforme se encuentren en la clasificación periódica y mediante flechas indique el orden de reactividad. Saque sus conclusiones pertinentes.

 

3. ¿Cómo varían las propiedades ácidas en un período?

6. ¿Qué es electroafinidad?

La afinidad electrónica es la cantidad de energía que se libera cuando un átomo neutro gaseoso en su estado energético más bajo (estado fundamental) capta un electrón y se transforma en un ion negativo también gaseoso.

La adición de un electrón a la capa de valencia de un átomo gaseoso en su estado fundamental es un proceso en el que se desprende energía. La afinidad electrónica o electro afinidad de un átomo es una medida de esta energía.

En general, la afinidad electrónica disminuye al aumentar el radio atómico. Los halógenos son los elementos químicos con afinidades electrónicas más elevadas.

La adición de un segundo electrón a un ion mononegativo debe vencer la repulsión electrostática de éste y requiere un suministro de energía.

A diferencia de la energía de ionización, que se puede determinar directamente, la afinidad electrónica se calcula casi siempre por vía indirecta.

15. ¿Qué es electronegatividad?

La

 

MetalesGrupo de elementos químicos que presentan todas o gran parte de las siguientes propiedades físicas: estado sólido a temperatura normal, excepto el mercurio que es líquido; opacidad, excepto en capas muy finas; buenos conductores eléctricos y térmicos; brillantes, una vez pulidos, y estructura cristalina en estado sólido. Metales y no metales se encuentran separados en el sistema periódico por una línea diagonal de elementos.

Los elementos a la izquierda de esta diagonal son los metales, y los elementos a la derecha son los no metales. Los elementos que integran esta diagonal —boro, silicio, germanio, arsénico, antimonio, teluro, polonio y astato— tienen propiedades tanto metálicas como no metálicas. Los elementos metálicos más comunes son los siguientes: aluminio, bario, berilio, bismuto, cadmio, calcio, cerio, cromo, cobalto, cobre, oro, iridio, hierro, plomo, litio, magnesio, manganeso, mercurio, molibdeno, níquel, osmio, paladio, platino, potasio, radio, rodio, plata, sodio, tantalio, talio, torio, estaño, titanio, volframio, uranio, vanadio y cinc. Los elementos metálicos se pueden combinar unos con otros y también con otros elementos formando compuestos, disoluciones y mezclas. Una mezcla de dos o más metales o de un metal y ciertos no metales como el carbono se denomina aleación. Las aleaciones de mercurio con otros elementos metálicos son conocidas como amalgamas.

Los metales muestran un amplio margen en sus propiedades físicas. La mayoría de ellos son de color grisáceo, pero algunos presentan colores distintos; el bismuto es rosáceo, el cobre rojizo y el oro amarillo. En otros metales aparece más de un color, y este fenómeno se denomina pleocroismo. El punto de fusión de los metales varía entre los -39 °C del mercurio, a los 3.410 °C del tungsteno. El iridio, con una densidad relativa de 22,4, es el más denso de los metales. Por el contrario, el litio es el menos denso, con una densidad relativa de 0,53. La mayoría de los metales cristalizan en el sistema cúbico, aunque algunos lo hacen en el hexagonal y en el tetragonal (véase Cristal). La más baja conductividad eléctrica la tiene el bismuto, y la más alta a temperatura ordinaria la plata. La conductividad en los metales puede reducirse mediante aleaciones. Todos los metales se

expanden con el calor y se contraen al enfriarse. Ciertas aleaciones, como las de platino e iridio, tienen un coeficiente de dilatación extremadamente bajo.

Propiedades físicas

Los metales suelen ser duros y resistentes. Aunque existen ciertas variaciones de uno a otro, en general los metales tienen las siguientes propiedades: dureza o resistencia a ser rayados; resistencia longitudinal o resistencia a la rotura; elasticidad o capacidad de volver a su forma original después de sufrir deformación; maleabilidad o posibilidad de cambiar de forma por la acción del martillo; resistencia a la fatiga o capacidad de soportar una fuerza o presión continuadas y ductilidad o posibilidad de deformarse sin sufrir roturas.

Propiedades químicas

Es característico de los metales tener valencias positivas en la mayoría de sus compuestos. Esto significa que tienden a ceder electrones a los átomos con los que se enlazan. También tienden a formar óxidos básicos. Por el contrario, elementos no metálicos como el nitrógeno, azufre y cloro tienen valencias negativas en la mayoría de sus compuestos, y tienden a adquirir electrones y a formar óxidos ácidos.

Los metales tienen energía de ionización baja: reaccionan con facilidad perdiendo electrones para formar iones positivos o cationes. De este modo, los metales forman sales como cloruros, sulfuros y carbonatos, actuando como agentes reductores (donantes de electrones).

Estructura electrónica

En sus primeros esfuerzos para explicar la estructura electrónica de los metales, los científicos esgrimieron las propiedades de su buena conductividad térmica y eléctrica para apoyar la teoría de que los metales se componen de átomos ionizados, cuyos electrones libres forman un 'mar' homogéneo de carga negativa. La atracción electrostática entre los iones positivos del metal y los electrones libres, se consideró la responsable del enlace entre los átomos del metal. Así, se pensaba que el libre movimiento de los electrones era la causa de su alta conductividad eléctrica y térmica. La principal objeción a esta teoría es que en tal caso los metales debían tener un calor específico superior al que

realmente tienen.

En 1928, el físico alemán Arnold Sommerfeld sugirió que los electrones en los metales se encuentran en una disposición cuántica en la que los niveles de baja energía disponibles para los electrones se hallan casi completamente ocupados. En el mismo año, el físico suizo estadounidense Felix Bloch, y más tarde el físico francés Louis Brillouin, aplicaron esta idea en la hoy aceptada 'teoría de la banda' para los enlaces en los sólidos metálicos.

De acuerdo con dicha teoría, todo átomo de metal tiene únicamente un número limitado de electrones de valencia con los que unirse a los átomos vecinos. Por ello se requiere un amplio reparto de electrones entre los átomos individuales. El reparto de electrones se consigue por la superposición de orbitales atómicos de energía equivalente con los átomos adyacentes. Esta superposición va recorriendo toda la muestra del metal, formando amplios orbitales que se extienden por todo el sólido, en vez de pertenecer a átomos concretos. Cada uno de estos orbitales tiene un nivel de energía distinto debido a que los orbitales atómicos de los que proceden, tenían a su vez diferentes niveles de energía. Los orbitales, cuyo número es el mismo que el de los orbitales atómicos, tienen dos electrones cada uno y se van llenando en orden de menor a mayor energía hasta agotar el número de electrones disponibles. En esta teoría se dice que los grupos de electrones residen en bandas,

que constituyen conjuntos de orbitales. Cada banda tiene un margen de valores de energía, valores que deberían poseer los electrones para poder ser parte de esa banda. En algunos metales se dan interrupciones de energía entre las bandas, pues los electrones no poseen ciertas energías. La banda con mayor energía en un metal no está llena de electrones, dado que una característica de los metales es que no poseen suficientes electrones para llenarla. La elevada conductividad eléctrica y térmica de los metales se explica así por el paso de electrones a estas bandas con defecto de electrones, provocado por la absorción de energía térmica

Propiedades físicas de los metales

Exceptuando el mercurio que es líquido, todos los demás son sólidos.

Todos presentan brillo (metálico).

Son maleables y dúctiles, es decir, pueden formarse láminas y alambres finos a partir de ellos. El oro, la plata y el cobre son los más dúctiles y maleables.

Son buenos conductores de calor y la electricidad.

Propiedades físicas de los no metales

Se presentan en los tres estados físicos de la materia: sólido, líquido y gaseoso.

A excepción del yodo, no tienen brillo metálico.

Son frágiles y quebradizos en estado sólido, por lo que no son dúctiles ni maleables.

En general son malos conductores del calor y la electricidad.

Propiedades químicas de los metales

Sus átomos tienen 1, 2, o 3 electrones en su último nivel de energía. Los elementos que forman los grupos IA, IIA, IIIA son metálicos, por lo tanto los elementos del grupo IA tienen en su último nivel de energía un electrón, los del grupo IIA tienen dos electrones y los del IIIA tienen tres electrones.

Sus átomos pueden perder los electrones de su último nivel de energía y, al quedar con más cargas positivas forman iones positivos llamados cationes.

Sus moléculas son monoatómicas. Es decir, sus moléculas están formadas por un solo átomo (Al, Cu, Ca, Mg, Au).

Forman óxidos al combinarse con el oxígeno.

Cuando se combina un óxido metálico con el agua se forman los hidróxidos, también llamados álcalis o bases.

Propiedades químicas de los no metales

Fácilmente ganan electrones para completar su último nivel de energía a 8 electrones.

Sus átomos tienen en su última capa 4, 5, 6, o 7 electrones. Esto se puede comprobar si se observan en la Tabla Periódica los grupos IVA, VA, VIA y VIIA de los cuales forman parte los no metales.

Sus átomos pueden ganar electrones en su último nivel de energía. Por lo cual al tener más cargas negativas forman iones negativos llamados aniones.

Sus moléculas son diatómicas o poliatómicas según el caso: por ejemplo el oxígeno

en la naturaleza como molécula diatómica , que es el oxígeno que respiramos y

también se presenta como molécula triatómica éste es el ozono (no es respirable).

Se combinan con los metales para formar sales

catión metálico + anión ———› sal.

Al combinarse con el oxígeno forman anhídridos

no metal + oxigeno ———› anhídrido.

Los anhídridos al combinarse con el agua forman ácidos

anhídrido + agua ———› ácido.

 

1. Primera tentativa de clasificación : Triadas de Döbereiner. Entre 1817 y 1829, J. W. Döbereiner, profesor de Química de la Universidad de Jena, expuso su ley de las triadas, agrupando elementos con propiedades semejantes.

2. Segunda tentativa de clasificación : Ley de las octavas de Newlands. En 1864, el químico inglés J. A. R. Newlands observó que dispuestos los elementos en orden crecientes a sus pesos atómicos, después de cada siete elementos, en el octavo se repetían las propiedades del primero y por analogía con la escala musical enunciaba su ley de las octavas.

3. Tercera tentativa de clasificación : Sistema periódico de Mendelejeff. Fue el químico ruso Dimitri I. Mendelejeff el que estableció la tabla periódica de los elementos comprendiendo el alcance de la ley periódica.

"Tabla Periódica"

1. ¿Quiénes eran los alquimistas?

En la Edad Media, los alquimistas, los antecesores de los químicos, tenían como meta fundamental modificar su ser interior para alcanzar un estado espiritual más elevado y pensaban que con la transmutación de los metales en oro podían lograrlo. Esa transmutación, conocida como la gran obra, debía realizarse en presencia de la piedra filosofal, cuya preparación fue la tarea que se impusieron los alquimistas. En el siglo XIII, el objetivo de la alquimia incorporo la búsqueda del elixir de la larga vida, infusión de la piedra filosofal, que debía eliminar la enfermedad y prolongar la vida.

2. ¿Quién y cómo descubrió el fósforo?

Durante el siglo XVII, a un alquimista alemán Henning Brand (1692 ), se le ocurrió la idea de que para encontrar la piedra filosofal debía fabricar oro a partir de la orina humana. Junto 5 litros de orina y la calentó hasta la ebullición, luego de dejarla reposar durante dos semanas. Al final, después de eliminar toda el agua, le quedó un residuo sólido. Brand mezcló este residuo con arena, lo calentó fuertemente y recogió los vapores que salían en un recipiente vació. Al enfriarse el vapor, sobre las paredes del recipiente se formo un sólido blanco: aquella sustancia brillaba en la oscuridad.

Brand había aislado el fósforo ( del griego, " portador de luz").

3. ¿Quiénes descubrieron el hidrógeno, el nitrógeno y el cloro?

Entre 1766 y 1774, Henry Cavendish (1731-1810) identificó el hidrógeno, Daniel Rutherford (1749-1819), el nitrógeno y Carl Scheele (1742-1786), el cloro.

4. ¿Cómo se descubrió el oxígeno?

Joseph Priestley (1733-1804), al calentar monóxido de mercurio, obtuvo dos vapores: uno se condensó en gotitas, el mercurio, pero el otro, ¿qué era?.

Priestley juntó ese gas en un recipiente e hizo algunos ensayos:

Si introducía una astilla de madera, ardía; si acercaba ratones Vivos, éstos se volvían muy activos. En vista de lo cual, Priestley Inhaló un poco de ese gas y notó que se sentía muy "ligero y Cómodo". A este gas lo llamo aire desflogistizado; hoy sabemos Que era oxígeno. Sin saberlo, Priestley fue la primera persona Que uso la mascarilla de oxígeno.

5. ¿Qué hizo Dalton?

A principios del siglo XIX, John Dalton ideó una serie de símbolos circulares para representar los átomos de los elementos conocidos o supuestos de su época; mediante la combinación de estos símbolos podían representarse compuestos.

6. ¿Qué método propuso John Jacob?

En 1830, el químico sueco John Jacob Berzelius propuso un método para representar los elementos: utilizar la inicial del nombre en latín o, en todo caso, la inicial seguida de otra letra presente en el nombre latino, si dos o mas elementos tenían la misma inicial, por ejemplo: N para el nitrógeno, Na para el sodio Ni para el Níquel. Actualmente se sigue empleando esta simbología.

7. ¿Qué son las familias y qué propiedades se descubrieron?

A principios del siglo XIX se conocían cerca de cuarenta elementos.

Los numerosos estudios realizados a principios de ese siglo establecieron que los elementos podían agruparse en familias, con Propiedades químicas similares como las del Sodio-Potasio, las Del Cloro-Bromo-Yodo, las del Calcio-Bario-Estroncio. Las dos Propiedades más investigadas para caracterizar un nuevo elemento eran: el peso atómico y la valencia.

8. ¿Qué observó Johann Döbereiner?

En 1817, Johann Döbereiner observó que los elementos por ser químicamente análogos estaban agrupados en una misma familia, a los que llamó tríadas, donde el peso atómico del elemento central de la tríada era casi igual de los otros dos. Ej.:

9. ¿Qué hizo John Z. Newlands?

En 1864, John R. Newlands ordenó los elementos conocidos en orden creciente según los pesos atómicos y observó que las propiedades de los elementos se repetían en períodos de siete, las propiedades del octavo elemento en una serie eran análogas a las del primero, estos períodos de siete elementos recibieron el nombre de octavas de Newlands.

El sistema de octavas de Newlands era de aplicación limitada no admitía todos los elementos conocidos, constituye uno de los primeros antecedentes de los sistemas de clasificación por períodos y grupos.

10. ¿Cuáles fueron los trabajos de Meyer y Mendeleiev?

Entre 1868 y 1870, los trabajos de Meyer y de Mendeleiev condujeron al descubrimiento de la ley de periodicidad de los elementos químicos o ley periódica.

Meyer ordenó los elementos por orden creciente de los pesos atómicos y los relacionó con el volumen atómico en función de los pesos atómicos, en el gráfico se formaban una serie de picos máximos, que correspondían a aquellos grupos con propiedades similares, cada pico constituía un período de la tabla de elementos.

11. ¿Cómo era la primera tabla periódica publicada por Mendeleiev?

Mendeleiev publicó sus resultados en 1870, un año antes, Mendeleiev había publicado la primera edición de la tabla periódica, que ordenaba los sesenta y tres elementos.

Una vez ordenados los elementos por peso atómico, estudió sus propiedades químicas, en especial en cuanto a sus valencias. Observó que los primeros elementos de la lista mostraban un cambio progresivo en sus valencias, con valores crecientes y decrecientes. Estableció así períodos.

Para que coincidieran las propiedades, Mendeleiev no dudó en cambiar de lugar algunos elementos.

Dejó espacios vacíos para formar grupos de elementos con las mismas propiedades y predijo, las propiedades de los elementos que ocuparían esos

lugares vacantes una vez descubiertos. Les dio un nombre provisorio, compuesto por el nombre del elemento inmediato superior en la tabla y un prefijo que indicaba el número de espacios hacia debajo de donde se encontraba ese elemento: eka para un espacio y dwi para dos. A partir de los trabajos de Mendeleiev, se pudo establecer la ley periódica de los elementos.

12. ¿Qué es el grupo cero, las tierras raras y el número atómico?

En 1894, con el descubrimiento del argón, el primer reto a la tabla periódica, no se conocía ningún otro elemento inerte, es decir, no reactivo.

No había lugar donde colocarlo en la tabla; entonces, Mendeleiev propuso la creación de un nuevo grupo, el grupo cero, y sugirió así la existencia de una nueva familia de elementos con valencia cero. La familia de los gases inertes fueron encontrados entre 1895 y 1899.

A principios del siglo XIX, fue preciso ubicar otros catorce elementos: las tierras raras, llamadas así porque no era frecuente aislarlas de los minerales. Tenían pesos atómicos próximos y valencia igual a tres. Se dispuso colocarlas separadas del cuerpo principal de la tabla.

13. ¿Qué es la configuración electrónica?

Como ya sabemos el número atómico Z corresponde al número de protones que hay en el núcleo de los átomos de un elemento y que, cuando el átomo es neutro, corresponde al número de electrones presentes en dicho átomo.

Las propiedades químicas del elemento se deben al número y al ordenamiento de los electrones en sus átomos; este ordenamiento recibe el nombre de configuración electrónica (CE).

14. ¿Cuáles son los números cuánticos?

Para poder establecer la configuración electrónica de un átomo, es preciso conocer sus números cuánticos y determinar, a través de estos, la distribución y el spin (o sentido de giro) de cada electrón.

Los números cuánticos son cuatro:

Ø Número cuántico principal, n: Se relaciona con la distancia promedio que va del electrón al núcleo de un orbital en particular. Toma valores de los números enteros positivos y representa los niveles de energía de loa electrones de un átomo.

Ø Número cuántico secundario, azimutal o de momento regular, 1: Esta relacionado con la forma del orbital y depende del valor del número cuántico principal.

Los subniveles se designan con letras.

Ø Número cuántico magnético, m: Esta relacionado con la orientación espacial del orbital y depende del número cuántico de momento angular.

Un orbital puede albergar como máximo dos electrones.

Ø Número cuántico de spin electrónico, s: Determínale spin del electrón, es decir, el sentido en que gira el electrón sobre su propio eje.

El principio de exclusión de Pauli indica que en un mismo átomo no pueden existir dos electrones que tengan los cuatro números cuánticos iguales, es decir que al menos un número cuántico debe ser distinto.

15. ¿Cómo puede representarse la configuración electrónica de un átomo?

La configuración electrónica de un átomo puede representarse agregando los electrones disponibles a los niveles de energía permitidos.

Como primera medida, se considera qué cantidad de electrones puede albergar cada nivel energético.

A continuación, se representa el orbital como un rectángulo y los electrones, como flechas que indican el spin. Los electrones se añaden al átomo, uno a uno, de manera que ocupan los orbitales disponibles en orden creciente de energía.

Esta distribución responde al principio de máxima multiplicidad de Hund:

Si se ocupan orbitales del mismo subnivel, el estado de mínima energía se alcanza cuando el número de electrones con el mismo spin es máximo.

De manera simplificada, y en especial para los átomos con más de dieciocho electrones, los subniveles se llenan de acuerdo con un esquema general conocido como regla de las diagonales. Según esta regle, primero se llena el orbital 1s, segundo, el 2s, tercero, el 2p y el 3s; cuarto, el 3d, 4p y 5s, y así sucesivamente.

La configuración electrónica de un elemento puede abreviarse escribiendo entre corchetes el símbolo del gas noble anterior y, a continuación, la configuración electrónica externa.

16. ¿Cómo se estructura la tabla periódica?

En la tabla periódica, los elementos se distribuyen en filas, o períodos, y en columnas, o grupos.

La estructura básica de la tabla periódica es el apoyo mas firme del modelo mecánico-cuántico, utilizado para predecir las configuraciones electrónicas.

Los átomos de los elementos que pertenecen a un grupo tienen la misma configuración electrónica externa ( CEE ).

Por el contrario, al analizar la configuración electrónica de los átomos de los elementos situados en el mismo período, se comprueba que tienen el mismo número de niveles de energía (n).

Según esta estructura en grupos y períodos, la tabla queda dividida en cuatro bloques fundamentales: s, p, d y f.

Los bloques s y p corresponden a los elementos representativos y comprenden a los metales y los no metales.

Los elementos del bloque d se denominan elementos de transición y son todos metálicos.

El bloque f está integrado por los elementos de transición interna, que son también metales, la mayoría obtenidos por síntesis artificial.

17. ¿Cuáles son los grupos mas destacados?

Metales Alcalinos: Todos los miembros de este grupo se comportan como reductores fuertes (es decir que se oxidan o pierden electrones con facilidad para cederlos a otra especie química): Tienen una gran tendencia a desprenderse del último electrón para dar cationes monovalentes (iones con una carga positiva).

Halógenos: Los halógenos forman compuestos iónicos como los aniones monovalentes y también compuestos de carácter covalente.

Metales alcalinotérreos: Las energías de primera y segunda ionización ( energías necesarias para que se forme el ión) son relativamente bajas, por lo que dan cationes divalentes con facilidad.

Familia del Carbono: El carbono es un no metal, forma compuestos covalentes, y su posibilidad de combinación es tan alta, que el 94% de los casi 4 millones de compuestos conocidos contienen átomos de carbono en sus moléculas.

18. ¿Cuáles son las propiedades periódicas?

Así como la configuración electrónica puede deducirse de la posición que ocupa un elemento en la tabla periódica, existen otras propiedades que también varían de manera sistemática, denominadas propiedades periódicas. Entre ellas podemos mencionar:

Ø Carga nuclear efectiva: los electrones que se encuentran más cercanos al núcleo ejercen un efecto de apantallamiento de la carga positiva del núcleo; por esta causa, los electrones más externos son atraídos por el núcleo con una fuerza menor, la carga neta que afecta a un electrón se denomina carga nuclear efectiva o Z el.

Ø Radio atómico: si el átomo se considera una esfera, se puede determinar, en forma experimental, la distancia que separa al electrón más externo del núcleo. Dicha distancia se denomina un radio atómico o A.

Ø Radios iónicos: cuando los átomos neutros pierden o ganan electrones, se transforman en iones: son cationes si pierden electrones y quedan con carga neta positiva, o aniones, si ganan electrones y quedan con carga negativa.

En la tabla periódica, los radios iónicos aumentan de arriba hacia abajo en un grupo; la variación en un período es difícil de analizar, ya que depende de la cantidad de cargas de los iones.

Ø Energía de ionización: la energía de ionización ( EI ) es la energía necesaria para "arrancar" un electrón de un átomo neutro, gaseoso y en su estado fundamental. El átomo se convierte en un Ion monopositivo.

19. ¿Qué es la afinidad electrónica?

La afinidad electrónica o AE es la energía intercambiada cuando un átomo neutro, gaseoso, y en su estado fundamental, capta un electrón y se convierte en un ión mononegativo.

En general la AE, en valor absoluto, se incrementa de izquierda a derecha en un período.

20. ¿Qué es la electronegatividad?

La electronegatividad ( EN ) de un átomo de un elemento se define como la capacidad relativa de ese átomo de atraer hacia sí los electrones de un enlace químico con otro átomo.

En la tabla periódica, la electronegatividad aumenta de izquierda a derecha en un período y de abajo hacia en un grupo. Los elementos más electronegativos son el fluor y el oxígeno, mientras que el menos electronegativo es el cesio.

Unidad 2

TABLA PERIODICA.

1800: N, O, H, CL, T, Ni, Mg, V, Pb, W. Se conocieron en el siglo XVIII en ese entonces Berceleus fue el primer científico que trato de ordena la tabla periódica de los elementos incluyendo además su peso atómico.

1826: Carlos descubrió el elemento llamado Celiu el cual contenía 2 elementos que denominó primero como Didimio el cual se indica como gemelo y el Lactano.

1829: Dobereiner quien ordeno los elementos químicos Cloro, Bromo, y el Yodo, posteriormente 2 elementos mas que fueron el calcio y el bario el cual considero que tenían diferente peso atómico.

1852: Edgar Frankland indico que todos los elementos químicos conocidos hasta ese entonces se combinaban con el Hidrogeno y con el Oxigeno formado lo que conocemos como agua, dos elementos mas que conoció el N y el H para formar el amoniaco.Dos elementos mas el carbono y el Oxigeno formando un compuesto CO2 Dióxido de carbono.

1864: Newlands quien propuso el sistema donde los periodos de la tabla periódica establecían la llamada ley de las octavas debido a que el octavo elemento da comienzo a una nueva columna en ese mismo año Dimitri Mendelieu propuso los periodos de la tabla periódica la cual se completo manejando las valencia de los elementos con la aparición de la mecánica cuantica y la física nuclear, se ha podido coordinar definitivamente los elementos donde en ese entonces se manejaba peso atómico y que actualmente conocemos como numero atómico.

1862: A. E. B. Dechancourtois quien propuso que los elementos se manejaran según el orden decreciente de los pesos atómicos. Sobre una curva helicoidal la cual se encontraba en el espacio.

1865: Newlands Quien propuso el sistema de clasificación de los elementos decrecientes de sus pesos atómicos.

1878: Marc Delafontaine quien estableció y creyó encontrar el elemento didimio dándole un nuevo nombre a este nuevo elemento.

1879: Pauly Emile Lecoq quien estableció el estudio del elemento llamado Didimio y que pos su procedencia. Lo denomino con el nombre llamado Cemario.

1885: Se conocían 100 elementos aproximadamente en donde actualmente ha desaparecido el elemento llamado didimio y en ese entonces aparecieron otros elementos como: Cletio, Damario, Donario, el Incognico, Cosmio, Masuario, Filipio, Nipón, Rusio, Norio.

1870: Meller y Mendeliu estableció la tabla periódica en donde cada uno de ellos trataba de darle el ordenamiento adecuado.

1894: Ramsay, descubrió el elemento conocido como el Argon, Helio, Criptón, Zenón que actualmente los encontramos en la tabla periódica moderna en el grupo VIII A conocido como grupo cero o rasagado.

1900. Friedrieh Ernest quien descubre el elemento llamado Radon.

1907: Mendeliu indicaba que la tabla periódica se conocían 63 elementos en los cuales se encontraba el Ca, Al, Si, en donde a dichos elementos desconocidos los llamo de la siguiente manera: Ek-Al, Ek-Si, Ek-Ca, en donde el prefijo Ek significaba como uno (Ek=1).

1913: Antón Van Den Bdrok quin propuso ordenar la carga nuclear de cada átomo, estos son algunos científicos como químicos.

CLASIFICACION DE LOS ELEMENTOS.

Se clasifican 3 tipos tentativos de la tabla periódica.

1.- Primera tentativa: de su clasificación Por treadas de Dobereiner quien propuso dichas leyes de las treadas agrupando elementos con sus propiedades semejantes.

2.- Segunda tentativa: de su clasificación ley de las octavas Denmewlands quien dispuso de los elementos en orden decreciente en su peso atómico después de cada 7 elementos el octavo se repetía con sus propiedades del primero debido a ello se le denomino ley de las octavas. 3.- Tercera tentativa. De su clasificación llamada como sistema periódica de Mendeliu quien estableció la tabal periódica comprendiendo el alcance de la ley periódica.En donde el manejo los siguientes postulados:1.- es ordena los elementos según sus pesos atómicos.2.- Los elementos semejantes en sus propiedades químicas y poseen pesos atómicos semejantes (al potasio y ala Acecio).3.- La colocación de los elementos en orden a sus pesos atómicos y que corresponden a su tipo de valencia.4.- Los elementos mas difundidos en la naturaleza considero los de peso atómico pequeño los cuales poseen propiedades bien definidas.5.- El valor del peso atómico caracteriza como un elemento permite predecir sus propiedades.6.- El descubrimiento de elementos a un desconocido.7.- En deternimados elementos pueden corregirse sus pesos atómicos.

VENTAJAS DEL SISTEMA DE MENDELIU.1.- corrigió pesos atómicos de algunos elementos. 2.- Determino las propiedades de algunos elementos desconocidos que fueron: Ek-Boro, Ek-Aluminio, Ek-Silicio. 3.- Ransy Fue el descubridor del carbono.4.- Todos lo huecos que se dejo en blanco fueron llenados al descubrir nuevos elementos.

DEFECTOS DE LA TABLA PERIODICA DE MENDELIU11) No tenia un lugar fijo para el hidrogeno.12) Destaca una sola valencia.13) El conjunto de elementos con el nombre de elementos de tierras raras

(Latamidos)14) No se conocida exactamente el numero exacto de periodos.15) La distribución de los elementos no se encontraba en orden decreciente de los

pesos atómicos.

TABLA PERIODICA CUANTICA Y LARGA DE LOS ELEMNETOS.

TABLA PERIODICA:La cual esta fundamentado por la ley periódica de Dimitri Mendeliu quien nos indica que las propiedades de los elementos son funciones periódicas que dependen de sus números atómicos.

Al ordenar en columnas verticales a los elementos con propiedades semejantes se constituyen la llamada tabla periódica la cual contiene las siguientes características que son: Esta formada por 7 filas o también llamadas hileras, a las cuales se les denomina como periodos que se enumeran del 1 al 7.

El primer periodo consta de 2 elementos que son: el Hidrogeno y el Oxigeno. El segundo y tercer periodo consta de 8 elementos cada uno el segundo: el Litio,

Berilio, Boro, Carbono, Nitrógeno, Oxigeno, Fluor y el Neón, el tercer periodo: el Sodio, Magnesio Aluminio, silicio, Fósforo, Azufre, Cloro y Argon.

El cuarto periodo el cual consta de 18 elementos. Quinto y sexto periodo de 32 elementos. El séptimo se considera incompleto.

En columnas verticales se tienen 18 grupos o familias las cuales se representan en números romanos y con las letras Ay B.

En el grupo IA: son considerados alcalinosEn el grupo IIA: considerados como metales alcalinos férreos.En el grupo IIIA: considerada como la del elemento del Boro.En el grupo IVA: se considera como la familia del carbono.En el grupo VA: se considera como la familia del Nitrógeno.En el grupo VIA: se considera como la familia del Oxigeno.En el grupo VIIA: se encuentran los no metales más activos.En el grupo VIIA: conocidos como los gases raros, nobles o grupo cero.

Los siguientes grupos de familias de los elementos de transición los cuales se simbolizan con el número romano y la letra mayúscula siendo de la siguiente manera: IIIB, IVB, VB, VIB, VIIB, VIIIB, IB y IIB.

Los grupos de las familias I y IIB se considera como los metales frágiles.

El grupo VIII se encuentran los metales dúctiles.

En el grupo IIB se considera con un punto de fusión bajo.

LEY PERIODICA. Esta ley es la base de la tabla periódica la cual establece las propiedades físicas y químicas de lo elementos a representar en forma sistematizado conforme aumenta su numero atómico. Todos los elementos de un grupo representan una gran semejanza cuya diferencia se observa de sus grupos.

De acuerdo a la Ley Periódica expresada anteriormente como ya observamos consta de 7 periodos los cuales son 1-7 también llamados renglones u horizontales los cuales corresponden a cada una de las 7 capas o niveles de energía de los átomos, los cuales son: K, L, N, M, N, O, P, Q con el mismo nivel.

En el primer periodo como observamos su capa K únicamente se forma de elementos, el Helio y el Hidrogeno.En el segundo periodo L comprende la estructura de los átomos en la cual es considerado como periodo corto donde su elemento principal es el litio y su átomo es el Neon En el tercer periodo se representa con la letra U donde su elemento es el Argon considerado también corto.El cuarto periodo n, su numero principal es el potasio. Y su ultimo elemento corresponde al numero 18 y es el criptón donde 10 elementos con el numero atómico de 1 a 30 considerados como electos de transición, donde tienen valencia variables.El quinto periodo “o” donde su elemento principal es el oxigeno donde es considerado también como periodo largo con sus 18 elementos en donde los elementos en donde los metales de transición constan con numero s atómicos del 39 al 48.El sexto periodo dicha capa se representa con P considerado como periodo extralargo y contiene 32 elementos donde……… que son del 57 al 71 son llamados como lactinos o también como tierras raras.El séptimo periodo representado con la letra Q también considerado como periodo extralargo, donde se encuentran los lactinos también llamados como transurios, los cuales son radioactivos, inestables y creados artificialmente en reactores nucleares.

Tabla periódica moderna

En el presente siglo se descubrió que las propiedades de los elementos no son

función periódica de los pesos atómicos, sino que varían periódicamente con sus

números atómicos o carga nuclear. He aquí la verdadera Ley periódica moderna por la

cual se rige el nuevo sistema: "Las propiedades de los elementos son función periódica

de sus números atómicos"

Modernamente, el sistema periódico se representa alargándolo en sentido

horizontal lo suficiente para que los períodos de 18 elementos formen una sola serie.

Con ello desaparecen las perturbaciones producidas por los grupos secundarios. El

sistema periódico largo es el más aceptado; la clasificación de Werner, permite apreciar

con más facilidad la periodicidad de las propiedades de los elementos.

Tabla Periódica Larga y Cuántica de los Elementos

Tabla periódica larga. Está fundamentada en la ley periódica de D. Mendeleiev,

quien nos indica que las propiedades de los elementos son funciones periódicas que

dependen de sus números atómicos. Al ordenar en columnas verticales a los elementos

con propiedades semejantes, se constituye la llamada tabla periódica, que tiene las

siguientes características.

Está formada por 7 filas horizontales llamadas periodos, que se numeran del 1 al

7:

Primer periodo, dos elementos

Segundo y tercer periodos, ocho elementos cada uno

Cuarto y quinto periodos, 18 elementos cada uno

Sexto periodo, 32 elementos

Séptimo periodo, incompleto.

En columnas verticales, tenemos 18 grupos o familias, que se distribuyen en:

Ocho grupos principales representados con un número romano y la letra A: IA,

IIA, IIIA, IVA, VA, VIA, VIIIA o grupo 0.

Los elementos del grupo IA son los metales alcalinos y los de IIA, los metales

alcalino-térreos. El grupo IIIA es el de la familia del boro; el IVA, el del carbono; el

VA; el del nitrógeno y el VIA, el del oxígeno. En el grupo VIIA se encuentran los no

metales más activos, llamados halógenos, que son F, CI, Br, I y At. En la parte inferior

tenemos las tierras raras y el último grupo de la derecha, el VIIIA, corresponde a la

familia de los gases nobles o grupo 0.

Ocho grupos de los elementos de transición, que se simbolizan con la letra B:

IIIB, IVB, VB, VIB, VIIB, VIIIB, IB y IIB. Del grupo IIIB al VIIB están los metales

frágiles, en el VIIIB los metales dúctiles y en el IIB los de bajo punto de fusión.

Los elementos más electropositivos se encuentran en el grupo IA, los más

electronegativos en el VIIA y los elementos del grupo 0 no tienen asignado un valor de

electronegatividad.

Tabla periódica de los elementos

EL ORDEN DONDE SE ENCUENTRAN LOS ORBITALES SON DE LA SIGUIENTE MANERA:

La forma de estos como ya sabemos cuentan con sus diferentes periodos y en los cuales se encuentra su configuración electrónica la cual establece en donde el elemento tiene en su última capa la valencia de 8 electrones.

El orbital S cuenta con 2 electrones. El orbital P con 6 electrones. El orbital d con 10 electrones.

Los primeros dos grupos están completos con su capa que indica dicho periodo.Así el rubidio en el quinto periodo tendrá en su capa de valencia tendera la configuración electrónica 5 s1. Mientras que el bario cuenta con la configuración de 6 s2

Los grupos de familia del 3 al 12 completa los orbítales de la capa anterior a dicha capa de valencia en donde el fierro y el cobalto en su periodo cuarto cuenta con su configuración electrónica 3d6 462 en la que la capa de valencia no se modifica pero si la capa anterior.Los grupos de las familias del 13 al 18 completan los orbítales P de dicha valencia finalmente los elementos de transición interna completa los orbítales s de su antepenúltima capa.

………………………

CARACTRERISTIXAS DE LOS PRINCIPALES FAMILIAS DE LOS ELMENTOS.

Metales y no metales. Metales alcalinos Metales alcalinotérreos Alógenos. Gases nobles o raros. Metales de transición metales de transición interna.

CARACTERISTICAS DE LOS METALES.

11. son sólidos a temperatura ambiente excepto el Hg. el cual se encuentra en estado líquido.

12. la mayor parte son mas densos que el agua (Li, Na, K)13. presentan brillo.14. son maleables es decir se les puede convertir en laminas (Au) es considerado el

elemento mas maleable.15. son dúctiles es decir se puede hacer con ello y los alambres Cu.16. son considerados como buenos conductores del calor 17. son considerados como buenos conductores de la electricidad (Ag) es el

elemento que mas conduce electricidad.

18. su molécula es considerada como mono atómica.19. sus átomos al combinarse pierden sus electrones.20. se combina con el oxigeno para formar óxidos básicos.(FeO)

CARACTERISTICAS DE LOS METALES.

11. algunos son sólidos, otros gaseosos y el único liquido es considerado al bromo (BR) a temperatura ambiente.

12. generalmente son considerados menos densos que el agua13. carecen.14. no son maleables, los que son sólidos se pulverizan al voltearse.15. son dúctiles.16. no son buenos conductores de la electricidad.17. sus moléculas no son monoatómicas.18. sus átomos tienen 5, 6 y 7 electrones en su último nivel energético.19. dichos átomos al combinase ganan electrones convirtiéndose en iones

negativos considerándose como aniones.20. se combina con el oxigeno en donde se forma como óxidos ejemplo: dióxido

de azufre.

PROPIEDADES QUIMICAS DE LOS METALES

11. Forma aleaciones12. Al combinarse con el oxigeno forman óxidos metálicos13. Al combinarse con el agua forman los hidruros.14. Al combinarse con un no metal forman sales (cloruro de sodio)15. Cuando se combinan con un no metal donan su electrón donde surge una

oxidación convirtiéndose en iones positivos al cual se le denomina cation. 16. Sus números de oxidación son considerados positivos.17. Poseen bajo potencial de ionizacion.18. En su último nivel de elegía tienen uno dos o tres electrones.19. Sus moléculas son considerados como monoatómicas 20. Los alcalinos son los más activos.

PROPIEDADES FISICAS

10. presentan brillo dicho aspecto donde su color metálico depende de la luz que presenta ejemplo Au donde presenta su color amarillo, Cu su color rojo etc.

11. se encuentra en estado sólido con excepción del mercurio el galio casio, hecesio los cuales son líquidos a temperatura ambiente.

12. presentan sus valores de densidad elevados.13. tienen puntos de fusión altos 14. son buenos conductores del calor y la electricidad.15. son dúctiles (forman alambres)16. algunos presentan tenacidad (resistencia al romperse o deformarse)17. son maleables (laminas muy delgadas)18. son duros (resistencia al ser rayados o cortados)

Propiedades Periódicas y No Periódicas de los Elementos Químicos

Son propiedades periódicas de los elementos químicos las que desprenden de los

electrones de cadena de valencia o electrones del piso más exterior así como la mayor

parte de las propiedades físicas y químicas.

6. Radio atómico

7. Radio iónico

8. Energía de ionización 9. Electronegatividad10. Afinidad electrónica

Radio atómico

Es la distancia de los electrones más externos al núcleo. Esta distancia se mide

en Angström (A=10-8), dentro de un grupo Sistema periódico, a medida que aumenta el

número atómico de los miembros de una familia aumenta la densidad, ya que la masa

atómica crece mas que el volumen atómico, el color F (gas amarillo verdoso), CI (gas

verde), Br (líquido rojo), I sólido (negro púrpura), el lumen y el radio atómico, el

carácter metálico, el radio iónico: aunque el radio iónico de los elementos metálicos es

menor que su radio atómico.

Radio iónico

Cuando los iones formados al perder electrones o ganar presentan una variación de

volumen como el comportamiento donde cargar la carga nuclear efectiva siendo de la

siguiente manera.

d) Iones cargados positivamente son, más pequeños que sus átomos neutros.

e) Los iones cargados negativamente son mas grandes y sus átomos neutros.

f) En una serie hizo eléctricos los radios iónicos disminuyen al aumentar la carga

nuclear.

Energía de ionización Es considerada la cantidad de energía que se necesita para separar un electrón de un átomo neutro y gaseoso en su estado fundamental. Es decir que la energía que se necesita para formar un ion monopositivo.

Electronegatividad

Es la tendencia que tiene un elemento para atraer hacia si el par electrónico del enlace compartido con otro varia de la misma forma que los anteriores.

Afinidad electrónica

La electro afinidad, energía desprendida por un Ion gaseoso que recibe un

electrón y

pasa a átomos gaseosos, es igual el valor al potencial de ionización y disminuye al

aumentar el número atómico de los miembros de una familia. La electronegatividad es

la tendencia de un átomo a captar electrones. En una familia disminuye con el número

atómico y en un período aumenta con el número atómico.

CLASIFICACION DE LOS METALES DE ACUERDO COMO SE ENCUENTRA EN LA NATURALEZA:

Li, K, Na, Mg, Be, Sr, Ba, Co, Al, Ga, In, Ta, Sn, Pb, Fe, Cu, Ni, Ag, Au, Zn, Cd, Hg, Cr.

ClasificaciónAl

6. se considera como metal ligero se utiliza en cableados en caos e industrias.7. en la construcción de aviones.8. accesorios para industrias químicas.9. fabricación.10. pueden sustituir al cobre.

Plomos:9. construcción de acumuladores.10. protección de cables eléctricos.11. para cubrir tejados y paredes de las cámaras de fabricación de ácido sulfúrico.12. se utiliza en tuberías para el agua para el gas de alumbrado. 13. Como elementos en las pilas y acumuladores eléctricos,14. constituye las diversas aleaciones como son el metal de soldadura y el metal

para tipo de imprecto.15. preparación del plomo tetraetilo pb(C2H3)4 aditivo que se utiliza como

antidetonante.16. se utiliza en la tubería y acumuladores de autobuses.

Cobre.5. se utiliza en la manufactura de cables eléctricos.6. se considera conductor eléctrico.7. se utiliza en la construcción de calderas alambiques y concentradores.8. se encuentra en aleaciones.

Fierro5. material de construcción.6. instrumentos corrientes.

7. en las aleaciones forma transformaciones como consecuencia de las variaciones de las temperaturas

8. desde el punto de vista biológico el fierro es considerado indispensables para los organismos vegetales y animales, considerando como el elemento más abundante y económico que cuenta la humanidad y se emplea fundamentalmente en la fabricación.

Cromo:2. se emplea principalmente para cromar piezas metálicas y entre sus aleaciones

se encuentran algunos aceros muy duros.Mercurio:

4. se utiliza en aparatos eléctricos como tubos de vapor a temperaturas elevadas.

5. se utiliza para llenar termómetros, manómetros, barómetros, densímetros, lámparas fluorescentes en la extracción de planta y oro, alumbrado público y interruptores eléctricos.

6. son útiles sus aleaciones (amalgamas) que emplean en la metalurgia y odontología.

Potasio:3. se utiliza como fertilizante potásico nitrogenado.4. se utiliza como usos industriales.

Sodio:5. se utiliza para deshacer líquidos orgánicos como el eter.6. en la industria se utiliza en la fábrica de sianuro de sodio, amiba sodica.7. detergentes, blanqueantes, algunos colorantes y el oxido.8. se utiliza en fábricas de colorantes medicamentos.

UNIDAD IITABLA PERIODICA

Antecedentes1ª ley triadas D2ª ley octavas N

3ª ley periódica Mr y D. Mpesos atómicos

Clasificación

Metales

No metales

Propiedades Físicas y Químicas

Propiedades Físicas y Químicas

OrdenamientoPeriodosHilerasFilas

Grupos o familias

columnas verticales

18

7 Periodos

S, P, D, F

SGrupo IA y IIA

pGrupo IIIA -

VIIIA

dGrupo B

fp6 lactinidosp7 actínidos

2 sub grupos

IA-VIIIA8 familias

IIIB-IIB10 familias

Metales de transición

IA alcalinosIIA alcalinotérreos

IIIA F. boroIVA F. carbonoVA F. nitrógeno

VIA F. calcogenosVIIA F. Halogenos

VIIIA Gases nobles

Propiedades periódicas

Primeros elementos

AguaTierraAire

Fuego radio iónicoradio atómicoenergía de ionizacionafinidad electrónicaelectronegatividad

Desde la antigüedad,

los hombres se han preguntado de qué están hechas las cosas. El primero del que tenemos noticias fue un pensador griego, Tales de Mileto, quien en el siglo VII antes de Cristo, afirmó que todo estaba constituido a partir de agua, que enrareciéndose o solidificándose formaba todas las sustancias conocidas. Con posterioridad, otros pensadores griegos supusieron que la sustancia primigenia era otra. Así, Anaxímenes, en al siglo VI a. C. creía que era el aire y Heráclito el fuego.

En el siglo V, Empédocles reunió las teorías de sus predecesores y propuso no una, sino cuatro sustancias primordiales, los cuatro elementos: Aire, agua, tierra y fuego. La unión de estos cuatro elementos, en distinta proporción, daba lugar a la vasta variedad de sustancias distintas que se presentan en la naturaleza. Aristóteles, añadió a estos cuatro elementos un quinto: el quinto elemento, el éter o quintaesencia, que formaba las estrellas, mientras que los otros cuatro formaban las sustancias terrestres.

Tras la muerte de Aristóteles, gracias a las conquistas de Alejandro Magno, sus ideas se propagaron por todo el mundo conocido, desde España, en occidente, hasta la India, en el oriente. La mezcla de las teorías de Aristóteles con los conocimientos prácticos de los pueblos conquistados hicieron surgir una nueva idea: La alquimia. Cuando se fundían ciertas piedras con carbón, las piedras se convertían en metales, al calentar arena y caliza se formaba vidrio y similarmente muchas sustancias se transformaban en otras. Los alquimistas suponían que puesto que todas las sutancias estaban formadas por los cuatro elementos de Empédocles, se podría, a partir de cualquier sustancia, cambiar su composición y convertirla en oro, el más valioso de los metales de la antigüedad. Durante siglos, los alquimistas intentaron encontrar, evidentemente en vano, una sustancia, la piedra filosofal, que transformaba las sustancias que tocaba en oro, y a la que atribuían propiedades maravillosas y mágicas.

Las conquistas árabes del siglo VII y VIII pùsieron en contacto a éste pueblo con las ideas alquimistas, que adoptaron y expandieron por el mundo, y cuando Europa, tras la caída del imperio romano cayó en la incultura, fueron los árabes, gracias a sus conquistas en España e Italia, los que difundieron en ella la cultura clásica. El más importante alquimista árabe fue Yabir (también conocido como Geber) funcionario de Harún al-Raschid (el califa de Las mil y una noches) y de su visir Jafar (el conocido malvado de la película de Disney). Geber añadó dos nuevos elementos a la lista: el mercurio y el azufre. La mezcla de ambos, en distintas proporciones, originaba todos los metales. Fueron los árabes los que llamaron a la piedra filosofal al-iksir y de ahí deriva la palabra elixir.

Símbolos alquímicos

Aunque los esfuerzos de los alquimistas eran vanos, su trabajo no lo fue. Descubrieron el antimonio, el bismuto, el zinc, los ácidos fuertes, las bases o álcalis (palabra que también deriva del árabe), y cientos de compuestos químicos. El último gran alquimista, en el siglo XVI, Theophrastus Bombastus von Hohenheim, más conocido como Paracelso, natural de suiza, introdujo un nuevo elemento, la sal.

Robert Boyle, en el siglo XVII, desechó todas las ideas de los elementos alquímicos y definió los elementos químicos como aquellas sustancias que no podían ser descompuestas en otras más simples. Fue la primera definición moderna y válida de elemento y el nacimiento de una nueva ciencia: La Química.Durante los siglos siguientes, los químicos, olvidados ya de las ideas alquimistas y aplicando el método científico, descubrieron nuevos e importantes principios químicos, las leyes que gobiernan las transformaciones químicas y sus principios fundamentales. Al mismo tiempo, se descubrían nuevos elementos químicos.

El químico esceptico, de Robert Boyle, marco el comienzo del final de la alquimia.

Símbolos de Dalton

Apenas iniciado el siglo XIX, Dalton, recordando las ideas de un filósofo griego, Demócrito, propuso la teoría atómica, según la cual, cada elemento estaba formado un tipo especial de átomo, de forma que todos los átomos de un elemento eran iguales entre sí, en tamaño, forma y peso, y distinto de los átomos de los distintos elementos.

Fue el comienzo de la formulación y nomenclatura química, que ya había avanzado a finales del siglo XVIII Lavoisier.

Conocer las propiedades de los átomos, y en especial su peso, se transformó en la tarea fundamental de la química y, gracias a las ideas de Avogadro y Cannizaro, durante la primera mitad del siglo XIX, gran parte de la labor química consistió en determinar os pesos de los átomos y las formulas químicas de muchos compuestos.

Al mismo tiempo, se iban descubriendo más y más elementos. En la década de 1860 se conocían más de 60 elementos, y saber las propiedades de todos ellos, era imposible para cualquier químico, pero muy importante para poder realizar su trabajo.

Ya en 1829, un químico alemán, Döbereiner, se percató que algunos elementos debían guardar cierto orden. Así, el calcio, estroncio y bario formaban compuestos de composición similar y con propiedades similares, de forma que las propiedades del estroncio eran intermedias entre las del calcio y las del bario. Otro tanto ocurría con el azufre, selenio y teluro (las propiedades del selenio eran intermedias entre las del azufre y el teluro) y con el cloro, bromo y iodo (en este caso, el elemento inetrmedio era el bromo). Es lo que se conoce como tríadas de Döbereiner.

Las ideas de Döbereiner cayeron en el olvido, aunque muchos químicos intentaron buscar una relación entre las propiedades de los elementos. En 1864, un químico ingles, Newlands, descubrió que al ordenar los elementos según su peso atómico, el octavo elemento tenía propiedades similares al primero, el noveno al segundo y así sucesivamente, cada ocho elementos, las propiedades se repetían, lo denominó ley de las octavas, recordando los periodos musicales. Pero las octavas de Newlands no se cumplían siempre, tras las primeras octavas la ley dejaba de cumplirse.

En 1870, el químico alemán Meyer estudió los elementos de forma gráfica, representando el volumen de cada átomo en función de su peso, obteniendo una gráfica en ondas cada vez mayores, los elementos en posiciones similares de la onda, tenían propiedades similares, pero las ondas cada vez eran mayores e integraban a más elementos. Fue el descubrimiento de la ley periódica, pero llegó un año demasiado tarde.

En 1869, Mendeleyev publicó su tabla periódica. Había ordenado los elementos siguiendo su peso atómico, como lo hizo Newlands antes que él,

Representación grafica de los elementos según Meyer

Primera tabla publicada por Mendeleyev

pero tuvo tres ideas geniales: no mantuvo fijo el periodo de repetición de propiedades, sino que lo amplió conforme aumentaba el peso atómico (igual que se ampliaba la anchura de la gráfica de Meyer). Invirtió el orden de algunos elementos para que cuadraran sus propiedades con las de los elementos adyacentes, y dejó huecos, indicando que correspondían a elementos aún no descubiertos.En tres de los huecos, predijo las propiedades de los elementos que habrían de descubrirse (denominándolos ekaboro, ekaaluminio y ekasilicio), cuando años más tarde se descubrieron el escandio, el galio y el germanio, cuyas propiedades se correspondían con las predichas por Mendeleyev,  y se descubrió un nuevo grupo de elementos (los gases nobles) que encontró acomodo en la tabla de Mendeleyev, se puso de manifiesto no sólo la veracidad de la ley periódica, sino la importancia y utilidad de la tabla periódica.

La tabla periódica era útil y permitía predecir las propiedades de los elementos, pero no seguía el orden de los pesos atómicos. Hasta los comienzos de este siglo, cuando físicos como Rutherford, Borh y Heisemberg pusieron de manifiesto la estructura interna del átomo, no se comprendió la naturaleza del orden periódico. Pero eso, eso es otra historia....

INTRODUCCIÓN

La tabla periódica se ha vuelto tan familiar que forma parte del material didáctico para cualquier estudiante, más aún para estudiantes de química, medicina e ingeniería. De la tabla periódica se obtiene información necesaria del elemento químico, en cuanto se refiere a su estructura interna y propiedades, ya sean físicas o químicas.

La actual tabla periódica moderna explica en forma detallada y actualizada las propiedades de los elementos químicos, tomando como base a su estructura atómica.

Según sus propiedades químicas, los elementos se clasifican en metales y no metales. Hay más elementos metálicos que no metálicos. Los mismos elementos que hay en la tierra existen en otros planetas del espacio sideral. El estudiante debe conocer ambas clases, sus propiedades físicas y químicas importantes; no memorizar, sino familiarizarse, así por ejemplo familiarizarse con la valencia de los principales elementos metálicos y no metálicos, no en forma individual o aislada, sino por grupos o familias (I, II, III, etc) y de ese modo aprender de manera fácil y ágil fórmulas y nombres de los compuestos químicos, que es parte vital del lenguaje químico.

Es por ello que invitamos a usted a dar una lectura al presente trabajo, con el motivo que se entere de los diferentes comportamientos que tienen los elementos y compuestos químicos en procesos de laboratorio, e incluso, que suceden en la vida real.

Los Alumnos

I. OBJETIVO

El objetivo fundamental de la presente práctica de laboratorio es el de realizar un estudio experimental de la Ley Periódica de los Elementos. Esto lo realizaremos mediante diversas pruebas químicas y físicas de las distintas series de elementos de la tabla periódica.

La importancia de esta práctica es evidente ya que en base a la clasificación periódica vamos a estudiar posteriormente los diversos elementos químicos y sus compuestos.

II. FUNDAMENTO TEORICO

INTRODUCCIÓN

Para ver el gráfico seleccione la opción ¨Bajar trabajo¨ del menú superior

Tabla periódica de los elementos

El químico ruso Dmitri Mendeléiev propuso la tabla periódica de los elementos, que agrupaba a éstos en filas y columnas según sus propiedades químicas. Inicialmente, los elementos fueron ordenados por su peso atómico. A mediados del siglo XIX, cuando Mendeléiev hizo esta clasificación, se desconocían muchos elementos; los siguientes descubrimientos completaron la tabla, que ahora está ordenada según el número atómico de los elementos (el número de protones que contienen).

El Sistema periódico o Tabla periódica es un esquema de todos los elementos químicos dispuestos por orden de número atómico creciente y en una forma que refleja la estructura de los elementos. Los elementos están ordenados en siete hileras horizontales, llamadas periodos, y en 18 columnas verticales, llamadas grupos. El primer periodo, que contiene dos elementos, el hidrógeno y el helio, y los dos periodos siguientes, cada uno con ocho elementos, se llaman periodos cortos. Los periodos restantes, llamados periodos largos, contienen 18 elementos en el caso de los periodos 4 y 5, o 32 elementos en el del periodo 6. El periodo largo 7 incluye el grupo de los actínidos, que ha sido completado sintetizando núcleos radiactivos más allá del elemento 92, el uranio.

Los grupos o columnas verticales de la tabla periódica fueron clasificados tradicionalmente de izquierda a derecha utilizando números romanos seguidos de las letras "A" o "B", en donde la "B" se refiere a los elementos de transición. En la actualidad ha ganado popularidad otro sistema de clasificación, que ha sido adoptado por la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC, siglas en inglés). Este nuevo sistema enumera los grupos consecutivamente del 1 al 18 a través de la tabla periódica.

LEY PERIÓDICA

Esta ley es la base de la tabla periódica y establece que las propiedades físicas y químicas de los elementos tienden a repetirse de forma sistemática conforme aumenta el número atómico.

Todos los elementos de un grupo presentan una gran semejanza y, por lo general, difieren de los elementos de los demás grupos. Por ejemplo, los elementos del grupo IA, a excepción del hidrógeno, son metales con valencia química +1; mientras que los del grupo VIIA), exceptuando el astato, son no metales, que normalmente forman compuestos con valencia -1.

DESARROLLO HISTÓRICO

Como resultado de los descubrimientos que establecieron en firme la teoría atómica de la materia en el primer cuarto del siglo XIX, los científicos pudieron determinar las masas atómicas relativas de los elementos conocidos hasta entonces. El desarrollo de la electroquímica durante ese periodo por parte de los químicos británicos Humphry Davy y Michael Faraday condujo al descubrimiento de nuevos elementos.

En 1829 se habían descubierto los elementos suficientes para que el químico alemán Johann Wolfgang Döbereiner pudiera observar que había ciertos elementos que tenían propiedades muy similares y que se presentaban en tríadas: cloro, bromo y yodo; calcio, estroncio y bario; azufre, selenio y teluro, y cobalto, manganeso y hierro. Sin embargo, debido al número limitado de elementos conocidos y a la confusión existente en cuanto a la distinción entre masas atómicas y masas moleculares, los químicos no captaron el significado de las tríadas de Döbereiner.

El desarrollo del espectroscopio en 1859 por los físicos alemanes Robert Wilhelm Bunsen y Gustav Robert Kirchhoff, hizo posible el descubrimiento de nuevos elementos. En 1860, en el primer congreso químico internacional celebrado en el mundo, el químico italiano Stanislao Cannizzaro puso de manifiesto el hecho de que algunos elementos (por ejemplo el oxígeno) poseen moléculas que contienen dos átomos. Esta aclaración permitió que los químicos consiguieran una "lista" consistente de los elementos.

Estos avances dieron un nuevo ímpetu al intento de descubrir las interrelaciones entre las propiedades de los elementos. En 1864, el químico británico John A. R. Newlands clasificó los elementos por orden de masas atómicas crecientes y observó que después de cada siete elementos, en el octavo, se repetían las propiedades del primero. Por analogía con la escala musical, a esta

repetición periódica la llamó ley de las octavas. El descubrimiento de Newlands no impresionó a sus contemporáneos, probablemente porque la periodicidad observada sólo se limitaba a un pequeño número de los elementos conocidos.

Mendeléiev y Meyer  La ley química que afirma que las propiedades de todos los elementos son funciones periódicas de sus masas atómicas fue desarrollada independientemente por dos químicos: en 1869 por el ruso Dmitri I. Mendeléiev y en 1870 por el alemán Julius Lothar Meyer. La clave del éxito de sus esfuerzos fue comprender que los intentos anteriores habían fallado porque todavía quedaba un cierto número de elementos por descubrir, y había que dejar los huecos para esos elementos en la tabla. Por ejemplo, aunque no existía ningún elemento conocido hasta entonces con una masa atómica entre la del calcio y la del titanio, Mendeléiev le dejó un sitio vacante en su sistema periódico. Este lugar fue asignado más tarde al elemento escandio, descubierto en 1879, que tiene unas propiedades que justifican su posición en esa secuencia. El descubrimiento del escandio sólo fue parte de una serie de verificaciones de las predicciones basadas en la ley periódica, y la validación del sistema periódico aceleró el desarrollo de la química inorgánica.

El sistema periódico ha experimentado dos avances principales desde su formulación original por parte de Mendeléiev y Meyer. La primera revisión extendió el sistema para incluir toda una nueva familia de elementos. Este grupo comprendía los tres primeros elementos de los gases nobles o inertes, argón, helio y neón, descubiertos en la atmósfera entre 1894 y 1898 por el matemático y físico británico John William Strutt Rayleigh y el químico británico William Ramsay. El segundo avance fue la interpretación de la causa de la periodicidad de los elementos en términos de la teoría de Bohr (1913) sobre la estructura electrónica del átomo.

TEORÍA DE LA CAPA ELECTRÓNICA  

En la clasificación periódica, los gases nobles, que no son reactivos en la mayoría de los casos (valencia = 0), están interpuestos entre un grupo de metales altamente reactivos que forman compuestos con valencia +1 y un grupo de no metales también muy reactivos que forman compuestos con valencia -1. Este fenómeno condujo a la teoría de que la periodicidad de las propiedades resulta de la disposición de los electrones en capas alrededor del núcleo atómico. Según la misma teoría, los gases nobles son por lo general inertes porque sus capas electrónicas están completas; por lo tanto, otros elementos deben tener algunas capas que están sólo parcialmente ocupadas, y sus reactividades químicas están relacionadas con los electrones de esas capas incompletas. Por ejemplo, todos los elementos que ocupan una posición en el sistema inmediatamente anterior a un gas inerte, tienen un electrón menos del número necesario para completar las capas y presentan una valencia -1 y tienden a ganar un electrón en las reacciones. Los elementos que siguen a los gases inertes en la tabla tienen un electrón en la última capa, y pueden perderlo en las reacciones, presentando por tanto una valencia +1.

Un análisis del sistema periódico, basado en esta teoría, indica que la primera capa electrónica puede contener un máximo de 2 electrones, la segunda un máximo de 8, la tercera de 18, y así sucesivamente. El número total de elementos de cualquier periodo corresponde al número de electrones necesarios para conseguir una configuración estable. La diferencia entre los subgrupos A y B de un grupo dado también se puede explicar en base a la teoría de la capa de electrones. Ambos subgrupos son igualmente incompletos en la capa exterior, pero difieren entre ellos en las estructuras de las capas subyacentes. Este modelo del átomo proporciona una buena explicación de los enlaces químicos.

TEORÍA CUÁNTICA

El desarrollo de la teoría cuántica y su aplicación a la estructura atómica, enunciada por el físico danés Niels Bohr y otros científicos, ha aportado una explicación fácil a la mayoría de las características detalladas del sistema periódico. Cada electrón se caracteriza por cuatro números cuánticos que designan su movimiento orbital en el espacio. Por medio de las reglas de selección que gobiernan esos números cuánticos, y del principio de exclusión de Wolfgang Pauli, que establece que dos electrones del mismo átomo no pueden tener los mismos números cuánticos, los físicos pueden determinar teóricamente el número máximo de electrones necesario para completar cada capa, confirmando las conclusiones que se infieren del sistema periódico.

Desarrollos posteriores de la teoría cuántica revelaron por qué algunos elementos sólo tienen una capa incompleta (en concreto la capa exterior, o de valencia), mientras que otros también tienen incompletas las capas subyacentes. En esta última categoría se encuentra el grupo de elementos conocido como lantánidos, que son tan similares en sus propiedades que Mendeléiev llegó a asignarle a los 14 elementos un único lugar en su tabla.

SISTEMA PERIÓDICO LARGO

La aplicación de la teoría cuántica sobre la estructura atómica a la ley periódica llevó a reformar el sistema periódico en la llamada forma larga, en la que prima su interpretación electrónica. En el sistema periódico largo, cada periodo corresponde a la formación de una nueva capa de electrones. Los elementos alineados tienen estructuras electrónicas estrictamente análogas. El principio y el final de un periodo largo representan la adición de electrones en una capa de valencia; en la parte central aumenta el número de electrones de una capa subyacente.

III. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

Experimento N°01: Relación de las familias de los elementos químicos

Se tratará de dar especial atención a las propiedades características de uno o dos elementos comunes en cada grupo y las relaciones entre sus propiedades y aquellas de sus congéneres en el grupo.

Estudiaremos experimentalmente las variaciones en el carácter electropositivo y electronegativo de los elementos. El carácter electropositivo será identificado con las tendencias ácidas de los compuestos que forman los no metales. Para ello hemos escogido los elementos de los grupos I, II y III (metales) y el grupo VII (no metales).

Prueba A: Grupo I (metales alcalinos)

Materiales: 2 vasos de 250 ml.

Na(s), K(s), indicador fenolftaleína, alambre micrón.

Procedimiento:

- Eche 60ml en cada uno de los vasos de 250ml (limpios) 15 cm.

- Luego adicionamos 2 o 3 gotas de fenolftaleína en cada vaso, mezclar.

- Sacar del frasquito con el alambre un trocito de sodio, después de secarlo con el papel filtro, dejamos caer el metal sodio a un vaso con agua.

Hacemos el procedimiento anterior pero en lugar del sodio agregamos el potasio

Observaciones y Conclusiones:

- Al adicionar la fenolftaleína al agua destilada no se distingue un cambio visible, siguió incolora.

- Al no haber un cambio apreciable de color, esto nos indica su neutralidad del agua destilada, ya que, este indicador cambia de coloración a rojo grosella a partir de pH = 8 aproximadamente.

- El sodio da vueltas sobre la superficie del agua del recipiente y el agua se pone de color rojo grosella. El Na es muy reactivo, descompone violentamente el agua, desprendiendo hidrógeno y formando la solución de Hidróxido de Sodio - NaOH.

Esta reacción también es exotérmica puesto que se apreció desprendimiento de energía en forma de calor, pues esto se comprobó por el vaso y el agua elevaron su temperatura.

Se observa que al echar el potasio salen chispas y humo que se notó claramente pues fue una reacción más violenta que la anterior. También se notó que el agua elevó su temperatura junto con el vaso con más intensidad.

- El potasio al reaccionar con el agua produce hidróxido de potasio, libera hidrógeno en forma de gas el hidrógeno, liberado arde en la atmósfera, abundante en oxígeno, con ayuda de la energía liberada.

La reacción entre el hidrógeno y el oxígeno es más exotérmica que la anterior y produce gran cantidad de energía, esa fueron las chispas que se vio.

Para ver la fórmula seleccione la opción ¨Bajar trabajo¨ del menú superior

Fundamento Teórico

Metales Alcalinos

Los metales alcalinos se agrupan en una serie de seis elementos químicos en el grupo IA del sistema periódico. Comparados con otros metales son blandos, tienen puntos de fusión bajos, y son tan reactivos que nunca se encuentran en la naturaleza si no es combinados con otros elementos. Son poderosos agentes reductores, o sea, pierden fácilmente un electrón, y reaccionan violentamente con agua para formar hidrógeno gas e hidróxidos del metal, que son bases fuertes. Los metales alcalinos son, por orden de número atómico creciente: litio, sodio, potasio, rubidio, cesio y francio. Del francio existen solamente isótopos radiactivos.

Sodio

El metal Sodio, de símbolo Na, es un elemento metálico blanco plateado, extremamente blando y muy reactivo. En el grupo IA del sistema periódico, el sodio es uno de los metales alcalinos. Su número atómico es 11. Fue descubierto en 1807 por el químico británico Humphry Davy.

La reacción del sodio con el agua es una reacción exotérmica, una pequeña llama amarilla surge al poner en contacto un alambre de sodio con el agua contenida en el vaso de precipitados.

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El sodio elemental es un metal tan blando que puede cortarse con un cuchillo. Tiene una dureza de 0,4. Se oxida con rapidez al exponerlo al aire y reacciona violentamente con agua formando hidróxido de sodio e hidrógeno. Tiene un punto de fusión de 98 °C, un punto de ebullición de 883 °C y una densidad relativa de 0,97. Su masa atómica es 22,9898.

Sólo se presenta en la naturaleza en estado combinado. Se encuentra en el mar y en los lagos salinos como cloruro de sodio, NaCl, y con menor frecuencia como carbonato de sodio, Na2CO3, y sulfato de sodio, Na2SO4. El sodio comercial se prepara descomponiendo electrolíticamente cloruro de sodio fundido. El sodio ocupa el séptimo lugar en abundancia entre los elementos de la corteza terrestre. Es un componente esencial del tejido vegetal y animal.

El elemento se utiliza para fabricar tetraetilplomo y como agente refrigerante en los reactores nucleares (véase Energía nuclear). El compuesto de sodio más importante es el cloruro de sodio, conocido como sal común o simplemente sal. Otros compuestos importantes son el carbonato de sodio, conocido como sosa comercial, y el bicarbonato de sodio, conocido también como bicarbonato de sosa. El hidróxido de sodio, conocido como sosa cáustica se usa para fabricar jabón, rayón y papel, en las refinerías de petróleo y en la industria textil y del caucho o hule. El tetraborato de sodio se conoce comúnmente como bórax. El fluoruro de sodio, NaF, se utiliza como antiséptico, como veneno para ratas y cucarachas, y en cerámica. El nitrato de sodio, conocido como nitrato de Chile, se usa como fertilizante. El peróxido de sodio, Na2O2, es un importante agente blanqueador y oxidante. El tiosulfato de sodio, Na2S2O3·5H2O, se usa en fotografía como agente fijador.

El Potasio

Potasio tiene símbolo K (del latín kalium, "alcali"), es un elemento metálico, extremamente blando y químicamente reactivo. Pertenece al grupo IA del sistema periódico y es uno de los metales alcalinos. El número atómico del potasio es 19.

Fue descubierto y nombrado en 1807 por el químico británico Humphry Davy. El metal es blanco plateado y puede cortarse con un cuchillo. Tiene una dureza de 0,5. Se da en tres formas isotópicas naturales, de números másicos 39, 40 y 41. El potasio 40 es radiactivo y tiene una vida media de 1.280 millones de años. El isótopo más abundante es el potasio 39. Se han preparado artificialmente varios isótopos radiactivos. El potasio tiene un punto de fusión de 63 °C, un punto de ebullición de 760 °C y una densidad de 0,86 g/cm3; la masa atómica del potasio es 39,098.

El potasio metal se prepara por la electrólisis del hidróxido de potasio fundido o de una mezcla de cloruro de potasio y fluoruro de potasio. El metal se oxida en cuanto se le expone al aire y reacciona violentamente con agua, produciendo hidróxido de potasio e hidrógeno gas. Debido a que el hidrógeno producido en la reacción con el agua arde espontáneamente, el potasio se almacena siempre bajo un líquido, como la parafina, con la que no reacciona.

El potasio ocupa el octavo lugar en abundancia entre los elementos de la corteza terrestre; se encuentra en grandes cantidades en la naturaleza en minerales tales como la carnalita, el feldespato, el salitre, la arenisca verde y la silvita. El potasio está presente en todo el tejido vegetal y animal, y es un componente vital de los suelos fértiles.

El potasio metal se emplea en las células fotoeléctricas. El potasio forma varios compuestos semejantes a los compuestos de sodio correspondientes, basados en la valencia 1. El bromuro de potasio (KBr), un sólido blanco formado por la reacción de hidróxido de potasio con bromo, se utiliza en fotografía, grabado y litografía, y en medicina como sedante. El cromato de potasio (K2CrO4), un sólido cristalino amarillo, y el dicromato de potasio (K2Cr2O7), un sólido cristalino rojo, son poderosos agentes oxidantes utilizados en cerillas o fósforos y fuegos artificiales, en el tinte textil y en el curtido de cuero. El yoduro de potasio (KI) es un compuesto cristalino blanco, muy soluble en agua, usado en fotografía para preparar emulsiones y en medicina para el tratamiento del reuma y de la actividad excesiva del tiroides. El nitrato de potasio (KNO3) es un sólido blanco preparado por la cristalización fraccionada de disoluciones de nitrato de sodio y cloruro de potasio, y se usa en cerillas o fósforos, explosivos y fuegos artificiales, y para adobar carne; se encuentra en la naturaleza como salitre. El permanganato de potasio (KMnO4) es un sólido púrpura cristalino, que se usa como desinfectante y germicida y como agente oxidante en muchas reacciones químicas importantes. El sulfato de potasio (K2SO4) es un sólido cristalino blanco, importante fertilizante de potasio que se usa también para la preparación del sulfato de aluminio y potasio o alumbre. El hidrogenotartrato de potasio, que suele llamarse crémor tártaro, es un sólido blanco utilizado como levadura en polvo y en medicina.

El término "potasa" designaba originalmente al carbonato de potasio obtenido lixiviando cenizas de madera, pero ahora se aplica a diversos compuestos de potasio. El carbonato de potasio (K2CO3), un sólido blanco, llamado también potasa, se obtiene de la ceniza de la madera u otros vegetales quemados, y también por reacción del hidróxido de potasio con dióxido de carbono. Se usa para fabricar jabón blando y vidrio. El clorato de potasio (KClO3), llamado clorato de potasa, es un compuesto blanco cristalino, que se obtiene por la electrólisis de una disolución de cloruro de potasio. Es un agente oxidante poderoso y se utiliza en cerillas (cerillos), fuegos artificiales y explosivos, así como desinfectante y para obtener oxígeno. El cloruro de potasio (KCl) es un compuesto blanco cristalino llamado comúnmente cloruro de potasa o muriato de potasa, y es un componente común de las sales minerales de potasio, de las que se obtiene por volatilización. Es un importante abono de potasio y también se usa para obtener otros compuestos de potasio. El hidróxido de potasio (KOH), llamado también potasa cáustica, un sólido blanco que se disuelve con la humedad del aire, se prepara por la electrólisis del cloruro de potasio o por reacción del carbonato de potasio y el hidróxido de calcio; se emplea en la fabricación de jabón y es un importante reactivo químico. Se disuelve en menos de su propio peso de agua, desprendiendo calor y formando una disolución fuertemente alcalina.

Prueba B: Grupo II (metales alcalino – térreos)

Materiales: 1 vaso de 250 ml.

1 tubo de ensayo de 15x150

1 erlenmeyer de 125

1 pinza para crisol

Ca(s), 2 tiras de Mg(s), indicador fenolftaleína

1 balón de 100 ml.

Procedimiento 1:

- Eche 60 ml. De agua en un vaso de 250 ml.

- Llene el tubo de ensayo hasta el borde, y adiciónele 4 gotas de indicador fenolftaleína. Sosténgalo con una mano sobre el vaso.

- Prepare un pedazo de papel periódico humedecido (de unos 2x2 cm.) sosténgalo con la mano libre, bien próximo a la boca del tubo y lista para taparlo.

- Luego echamos dentro del tubo con agua el pedacito de calcio y procedemos a tapar el tubo con el papel, invertimos e introducimos en el agua dejándolo boca abajo en el fondo.

Observaciones y Conclusiones:

- Del trocito de calcio salen burbujas y este sube y baja dentro del tubo pequeño, la reacción es más o menos rápida. También se observa que el agua empieza a tomar un color violeta hacia rojo y el agua que se encontraba dentro del tubo de ensayo empieza a ser desplazado por las burbujas que salen de la reacción del calcio con el H2O.

El calcio al reacciona con el agua según: 

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Las burbujas que se ven es del gas H2 producido y es el causante del desplazamiento del agua, y se forma la base Ca(OH)2 es por ello que el agua toma un color violeta.

Procedimiento 2:

- Llenar con agua hasta la mitad del balón de 100 ml. Y hervir luego colocamos dos tiras de magnesio juntas y retorcidas, sujetados por un extremo por la pinza para crisol y acercarlas al mechero. Luego acercarlas a la boca del balón. Cuando el vapor de agua haya desalojado todo el aire, observe bien la llama del magnesio.

Observaciones y Conclusiones:

- El magnesio al acercarlo a la llama se observa a una luz intensa.

- Al dejar caer el magnesio salen burbujas y se mueve por todo el recipiente, una parte del magnesio se puso de color blanco y el agua se tornó de color violeta.

- Cuando el magnesio toca la llama comienza su oxidación, el óxido resultante es el residuo sólido de color blanco.

- El magnesio necesita energía para reaccionar con el agua por eso fue necesario que para reaccionar con el agua, ésta estuviera en ebullición.

- El magnesio cuando reacciona con el agua

El magnesio descompone el agua con la liberación de hidrógeno según:

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 - El magnesio al someterlo a la llama la colorea característicamente.

- El calcio y magnesio son los más abundantes en la naturaleza (con respecto a los metales alcalinos térreos).

Fundamento Teórico

Metales Alcalinotérreos

Los metales alcalinotérreos, es una serie de seis elementos químicos que se encuentran en el grupo 2 (o IIA) del sistema periódico. Son poderosos agentes reductores, es decir, se desprenden fácilmente de los electrones. Son menos reactivos que los metales alcalinos, pero lo suficiente como para no existir libres en la naturaleza. Aunque son bastante frágiles, los metales alcalinotérreos son maleables y dúctiles. Conducen bien la electricidad y cuando se calientan arden fácilmente en el aire. Los metales alcalinotérreos son, por orden de número atómico creciente: berilio, magnesio, calcio, estroncio, bario y radio. Sus óxidos se llaman tierras alcalinas.

Calcio

El elemento Calcio, de símbolo Ca, es un elemento metálico, reactivo y blanco plateado. Pertenece al grupo 2 (o IIA) del sistema periódico, y es uno de los metales alcalinotérreos. Su número atómico es 20.

El calcio tiene seis isótopos estables y varios radiactivos. Metal maleable y dúctil, amarillea rápidamente al contacto con el aire. Tiene un punto de fusión de 839 °C, un punto de ebullición de 1.484 °C y una densidad de 1,54 g/cm3; su masa atómica es 40,08.

El calcio ocupa el quinto lugar en abundancia entre los elementos de la corteza terrestre, pero no se encuentra en estado puro en la naturaleza. Se da en varios compuestos muy útiles, tales como el carbonato de calcio (CaCO3), del que están formados la calcita, el mármol, la piedra caliza y la marga; el sulfato de calcio (CaSO4), presente en el alabastro o el yeso; el fluoruro de calcio (CaF2), en la fluorita; el fosfato de calcio o roca de fosfato (Ca3(PO4)2), y varios silicatos. En aire frío y seco, el calcio no es fácilmente atacado por el oxígeno, pero al calentarse, reacciona fácilmente con los halógenos, el oxígeno, el azufre, el fósforo, el hidrógeno y el nitrógeno. El calcio reacciona violentamente con el agua, formando el hidróxido Ca(OH)2 y liberando hidrógeno.

El metal se obtiene sobre todo por la electrólisis del cloruro de calcio fundido, un proceso caro. Hasta hace poco, el metal puro se utilizaba escasamente en la industria. Se está utilizando en mayor proporción como desoxidante para cobre, níquel y acero inoxidable. Puesto que el calcio endurece el plomo cuando está aleado con él, las aleaciones de calcio son excelentes para cojinetes, superiores a la aleación antimonio-plomo utilizada en la rejillas de los acumuladores, y más duraderas como revestimiento en el cable cubierto con plomo. El calcio, combinado químicamente, está presente en la cal (hidróxido de calcio), el cemento y el mortero, en los dientes y los huesos (como hidroxifosfato de calcio), y en numerosos fluidos corporales (como componente de complejos proteínicos) esenciales para la contracción muscular, la transmisión de los impulsos nerviosos y la coagulación de la sangre.

Magnesio

El elemento químico Magnesio, de símbolo Mg, es un elemento metálico blanco plateado, relativamente no reactivo. El magnesio es uno de los metales alcalinotérreos, y pertenece al grupo 2 (o IIA) del sistema periódico. El número atómico del magnesio es 12.

El metal, aislado por vez primera por el químico británico Humphry Davy en 1808, se obtiene hoy en día principalmente por la electrólisis del cloruro de magnesio fundido. El magnesio es maleable y dúctil cuando se calienta. Exceptuando el berilio, es el metal más ligero que permanece estable en condiciones normales. El oxígeno, el agua o los álcalis no atacan al metal a temperatura ambiente. Reacciona con los ácidos, y cuando se calienta a unos 800 ºC reacciona también con el oxígeno y

emite una luz blanca radiante. El magnesio tiene un punto de fusión de unos 649 ºC, un punto de ebullición de unos 1.107 ºC y una densidad de 1,74 g/cm3; su masa atómica es 24,305.

El magnesio ocupa el sexto lugar en abundancia natural entre los elementos de la corteza terrestre. Existe en la naturaleza sólo en combinación química con otros elementos, en particular, en los minerales carnalita, dolomita y magnesita, en muchos silicatos constituyentes de rocas y como sales, por ejemplo el cloruro de magnesio, que se encuentra en el mar y en los lagos salinos. Es un componente esencial del tejido animal y vegetal.

El magnesio forma compuestos bivalentes, siendo el más importante el carbonato de magnesio (MgCO3), que se forma por la reacción de una sal de magnesio con carbonato de sodio y se utiliza como material refractario y aislante. El cloruro de magnesio (MgCl2·6H2O), que se forma por la reacción de carbonato u óxido de magnesio con ácido clorhídrico, se usa como material de relleno en los tejidos de algodón y lana, en la fabricación de papel y de cementos y cerámicas. Otros compuestos son el citrato de magnesio (Mg3(C6H5O7)2·4H2O), que se forma por la reacción de carbonato de magnesio con ácido cítrico y se usa en medicina y en bebidas efervescentes; el hidróxido de magnesio, (Mg(OH)2), formado por la reacción de una sal de magnesio con hidróxido de sodio, y utilizado en medicina como laxante, "leche de magnesia", y en el refinado de azúcar; sulfato de magnesio (MgSO4·7H2O), llamado sal de Epson y el óxido de magnesio (MgO), llamado magnesia o magnesia calcinada, que se prepara calcinando magnesio con oxígeno o calentando carbonato de magnesio, y que se utiliza como material refractario y aislante, en cosméticos, como material de relleno en la fabricación de papel y como laxante antiácido suave.

Las aleaciones de magnesio presentan una gran resistencia a la tracción. Cuando el peso es un factor a considerar, el metal se utiliza aleado con aluminio o cobre en fundiciones para piezas de aviones; en miembros artificiales, aspiradoras e instrumentos ópticos, y en productos como esquíes, carretillas, cortadoras de césped y muebles para exterior. El metal sin alear se utiliza en flashes fotográficos, bombas incendiarias y señales luminosas, como desoxidante en la fundición de metales y como afinador de vacío, una sustancia que consigue la evacuación final en los tubos de vacío.

Los principales países productores de magnesio son Estados Unidos, China y Canadá.

Prueba C: Comparación de velocidades relativas de reacción

Materiales: - 3 tubos de ensayo de 15x150

- Mg(s), Ca(s), Fe(s)

- Ácido clorhídrico, HCl, 3N

Procedimiento:

- En cada tubo de ensayo con 3 ml. de HCl 3N en cada uno de los 3 tubos de ensayo (limpios).

- Se le echó en forma simultánea los elementos metálicos Mg, Ca y Fe respectivamente en cada tubo.

Observaciones y Conclusiones:

- Se notó que el Ca comenzaba a liberar muchas burbujas por un tiempo considerablemente rápido, luego con el Mg se notó burbujas pero de menor cantidad que el Ca durante un tiempo de 10 segundos, también con el Fe se notó que burbujeaba pero era muy lenta, duro aproximadamente 1 minuto.

Mg + HCl MgCl2 H2(g)

Ca + HCl CaCl2 + H2(g)

Fe + HCl FeCl2 + H2(g)

12Mg: [Ne] 3s2

20Ca: [Ar] 4s2

26Fe: [Ar] 4s2 3d6

- El Ca reacciona más rápido que el Mg porque sus electrones de valencia del Ca se encuentran en un nivel más alto de energía, o sea que son más inestable, es por ello que estos electrones de valencia son muchos más reactivos

- Ahora si comparamos la reacción del Ca con el del Fe se notó que la reacción del Calcio es mucho más rápida, esto se debe que el Fe tiene una mayor Zef, es por eso que sus electrones son más penetrantes, o sea que son atraídos con una mayor intensidad, es por ello que la reacción del Ca es más rápida.

Prueba D: Grupo VII (halógenos)

Materiales: - 6 tubos de ensayo de 15x150

- KBr (0,1M), KI (0,1M), NaCl (0,1M)

- Agua de cloro, agua de bromo, agua de Yodo

- Tetracloruro de carbono, CCl4

Procedimiento:

- En dos tubos de ensayo se echó al primero KBr 2 ml. (0,1M) y al otro KI 2 ml. (0,1M) y a ambos tubos se agregó 1 ml. de agua de cloro.

- En otro par de tubos al primero se le echó 2 ml. NaCl (0,1M) y al segundo 2 ml. KI (0,1M) a ambos se le agregó 1 ml. de agua de bromo.

- Por último en otro par de tubos se echó 2 ml. de NaCl (0,1M) y 2 ml. de KBr (0,1M) respectivamente y luego a ambos se le agregó 1 ml. de agua de yodo.

- Finalmente a los 6 tubos de ensayo se le agregó 5 gotas de CCl4.

Observaciones y Conclusiones:

- Observamos que el 1er tubo tomó un color amarillo, el segundo tubo tomó un color violeta, el tercer tubo tomó un color naranja, el cuarto tubo tomó un color violeta, el quinto tubo tomó un color violeta y por último el sexto tubo tomó un color violeta.

Este experimento comprueba la reactividad de el bromo, cloro y yodo que pertenecen al grupo de los halógenos.

REACCIÓN COLOR

KBr + Cl2 KCl + Br2

El Cloro desplaza al bromoAmarillo

KI + Cl2 KCl + I2

El cloro desplaza al yodoVioleta

NaCl + Br2 NaCl + Br2

El bromo no desplaza al cloro, no hay reacción.Anaranjado

KI + Br2 KBr + I2

El bromo desplaza al yodoVioleta

NaCl + I2 NaCl + I2

El yodo no desplaza al cloro, no hay reacciónVioleta

KBr + I2 KBr + I2

El yodo no desplaza al bromoVioleta

De estos experimentos podemos decir que:

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Fundamento Teórico

Yodo

El elemento químico Yodo, de símbolo I, es un elemento químicamente reactivo que, a temperatura ordinaria, es un sólido negro-azulado. Se encuentra en el grupo 17 (o VIIA) del sistema periódico, y es uno de los halógenos. Su número atómico es 53.

El yodo fue aislado por vez primera a partir de residuos de algas marinas en 1811 por Bernard Courtois, un francés comerciante de salitre. El descubrimiento fue confirmado y anunciado por los químicos franceses Charles Desormes y Nicholas Clément. La naturaleza del elemento fue establecida en 1813 por el químico francés Joseph Louis Gay-Lussac, quien le puso el nombre de yodo.

La masa atómica del yodo es 126,905. A diferencia de los halógenos más ligeros, el yodo es un sólido cristalino a temperatura ambiente. La sustancia, brillante, blanda y de color negro-azulado, se sublima al calentarse, desprendiendo un vapor violeta con un olor hediondo como el del cloro. El vapor vuelve a condensarse rápidamente sobre una superficie fría. Tiene un punto de fusión de 113,6 °C y un punto de ebullición de 185 °C. El único isótopo que se produce en la naturaleza es estable, pero artificialmente se han producido varios isótopos radiactivos. El elemento, en forma pura, es venenoso.

El yodo, como todos los halógenos, es químicamente activo. Es algo soluble en agua, pero se disuelve fácilmente en una disolución acuosa de yoduro de potasio. También es soluble en alcohol, cloroformo y otros reactivos orgánicos. Con siete electrones en la capa exterior de su átomo, el yodo tiene varios estados de oxidación, siendo los principales -1, +1, +5 y +7. Se combina fácilmente con la mayoría de los metales para formar yoduros, y también lo hace con otros haluros (compuestos químicos formados por un halógeno y un metal). Las reacciones con oxígeno, nitrógeno y carbono se producen con más dificultad.

El yodo es un elemento relativamente raro, ocupa el lugar 62 en abundancia en la naturaleza, pero sus compuestos están muy extendidos en el agua de mar, en el suelo y en las rocas. El yodo se obtiene de las salmueras y del nitrato de Chile, en el que se encuentra como impureza. En menor grado, se extrae también de organismos marinos, algunas como algas, que concentran yodo en sus tejidos.

El yodo es muy importante en medicina porque es un oligoelemento presente en una hormona de la glándula tiroides que afecta al control del crecimiento y a otras funciones metabólicas. La falta de yodo puede impedir el desarrollo del crecimiento y producir otros problemas, como el bocio. Por lo tanto, en las zonas donde hay carencia de yodo, la sal yodada sirve para compensar el déficit. Las disoluciones yodo-alcohol y los complejos de yodo se usan como antisépticos y desinfectantes. Ciertos isótopos radiactivos del yodo se utilizan en investigación médica y en otros campos. Otros compuestos de yodo

se usan en fotografía, fabricación de tintes y operaciones de bombardeo de nubes. En química, se utilizan varios compuestos de yodo como agentes oxidantes fuertes.

Bromo

El Bromo, de símbolo Br, es un elemento venenoso que a temperatura ambiente presenta un color rojo oscuro. Es uno de los halógenos y pertenece al grupo 17 (o VIIA) del sistema periódico. Su número atómico es 35.

El bromo se encuentra abundantemente en la naturaleza. Su punto de fusión es de -7,25 °C, y su punto de ebullición de 58,78 °C, siendo su densidad relativa 3,10 y su masa atómica 79,90. Por sus propiedades químicas, el bromo es tan parecido al cloro —con el que casi siempre se encuentra asociado— que no fue reconocido como un elemento distinto hasta 1826, cuando fue aislado por el químico francés Antoine Jérôme Balard.

El bromo es un líquido extremadamente volátil a temperatura ambiente; libera un venenoso y sofocante vapor rojizo compuesto por moléculas diatómicas. En contacto con la piel produce heridas de muy lenta curación. Es ligeramente soluble en agua, 100 partes de agua disuelven en frío unas 4 partes de bromo y, en caliente, unas 3 partes. A temperaturas inferiores a 7 °C forma junto con el agua un hidrato sólido y rojo Br2·10H2O. En presencia de álcalis el bromo reacciona químicamente con el agua para formar una mezcla de ácido bromhídrico (HBr) y ácido hipobromoso (HOBr). El bromo es fácilmente soluble en una amplia variedad de disolventes orgánicos, como el alcohol, éter, triclorometano (cloroformo) y disulfuro de carbono. Reacciona químicamente con muchos compuestos y elementos metálicos, y es ligeramente menos activo que el cloro.

El bromo no se encuentra en la naturaleza en estado puro, sino en forma de compuestos. El bromo puede obtenerse a partir del bromuro mediante un tratamiento con dióxido de manganeso o clorato de sodio. El aumento de la demanda ha llevado a producir el bromo a partir del agua de mar, que contiene una proporción de 65 partes de bromo por millón.

El bromo ha sido utilizado en la preparación de ciertos tintes y en la obtención de dibromoetano (bromuro de etileno), un componente del líquido antidetonante de la gasolina de plomo. También tiene aplicaciones en fotografía y en la producción de gas natural y petróleo.

Cloro

El Cloro, de símbolo Cl, es un elemento gaseoso amarillo verdoso. Pertenece al grupo 17 (o VIIA) del sistema periódico, y es uno de los halógenos. Su número atómico es 17.

El cloro elemental fue aislado por vez primera en 1774 por el químico sueco Carl Wilhelm Scheele, quien creía que el gas era un compuesto; no fue hasta 1810 cuando el químico británico Humphry Davy demostró que el cloro era un elemento y le dio su nombre actual.

A temperatura ordinaria, es un gas amarillo verdoso que puede licuarse fácilmente bajo una presión de 6,8 atmósferas a 20 ºC. El gas tiene un olor irritante, y muy concentrado es peligroso; fue la primera sustancia utilizada como gas venenoso en la I Guerra Mundial (véase Guerra química y biológica).

El cloro libre no existe en la naturaleza, pero sus compuestos son minerales comunes, y ocupa el lugar 20 en abundancia en la corteza terrestre. El cloro tiene un punto de fusión de -101 ºC, un punto de ebullición de -34,05 ºC a una atmósfera de presión, y una densidad relativa de 1,41 a -35 ºC; la masa atómica del elemento es 35,453.

Es un elemento activo, que reacciona con agua, con compuestos orgánicos y con varios metales. Se han obtenido cuatro óxidos: Cl2O, ClO2, Cl2O6 y Cl2O7. El cloro no arde en el aire, pero refuerza la combustión de muchas sustancias; una vela ordinaria de parafina, por ejemplo, arde en cloro con una llama humeante. El cloro y el hidrógeno pueden mantenerse juntos en la oscuridad, pero reaccionan explosivamente en presencia de la luz. Las disoluciones de cloro en agua son comunes en los hogares como agentes blanqueadores (véase Blanqueo).

La mayor parte del cloro es producida por la electrólisis de una disolución ordinaria de sal, obteniéndose hidróxido de sodio como subproducto. Debido a que la demanda de cloro excede a la de hidróxido de sodio, industrialmente se produce algo de cloro tratando sal con óxidos de nitrógeno, u oxidando el cloruro de hidrógeno. El cloro se transporta como líquido en botellas de acero. Se usa para blanquear pulpa de papel y otros materiales orgánicos, para destruir los gérmenes del agua y para preparar bromo, tetraetilplomo y otros productos importantes.

Prueba E: Propiedades periódicas, comparación de acidez y basicidad relativa de los elementos del tercer periodo

Materiales: - 1 luna de reloj

- solución acuosa de Na, Mg, Al, P, S y Cl

Procedimiento:

- Sobre la luna de reloj, distribuya 6 porciones de papel indicador.

- A cada pedazo de papel dejar caer 1 o 2 gotas de una de las soluciones disponibles (una solución diferente en cada porción).

Observaciones y Conclusiones:

SOLUCIÓN COOR DEL PAPEL INDICADOR

Ph

Sodio (Na) Azul 14

Magnesio (Mg) Amarillo 7

Aluminio (Al) Naranja 3

Fósforo (P) Rosado 1

Azufre (S) Rosado oscuro 1

Cloro (Cl) Amarillo 6

- Estos resultados nos indican que el Na es el más básico de todos, y los elementos P, S, son de carácter ácido.

Prueba F: Propiedad Anfotérica

Materiales: - 2 tubos de ensayo de 18x150 mm.

- 4 goteros para las soluciones

- solución acuosa de tricloruro de aluminio, AlCl3

- solución acuosa de amoniaco

- solución acuosa de ácido clorhídrico

- solución acuosa de hidróxido de sodio

Procedimiento:

- En un tubo de ensayo eche 5 ml. de tricloruro de aluminio, adiciones al tubo la solución acuosa de amoniaco gota a gota.

- Dividir el resultado en dos tubos.

- Agregue a un tubo, gota a gota, solución acuosa de HCl. Al otro tubo, se le echa una solución acuosa de NaOH hasta notar un cambio.

Observaciones y conclusiones:

- Al juntar tricloruro de aluminio con la solución acuosa de amoniaco se forma un precipitado gelatinoso, según:

Al(H2O)6+3 + NH3 Al(OH)3

- Luego al juntar este precipitado se vuelve transparente con el HCl. Luego el precipitado fue disuelto con el HCl.

- Después al juntar el precipitado que se encontraba en el otro tubo con el NaOH también desaparece, entonces también fue disuelto por el NaOH.

- De estas observaciones podemos deducir que el aluminio es un metaloide.

CUESTIONARIO

En la prueba A, ¿Hubo cambio de color al agregar la fenolftaleína al agua?

No hubo cambio en la coloración del agua., esto se debe a que el agua destilada tiene la misma concentración de iones H+ y iones OH-, esto quiere decir que tiene una carácter neutro, y es por ello, que no se pudo observar un cambio cuando se agregó la fenolftaleína al agua.

En la prueba A, ¿Hubo cambio de color al agregar los metales alcalinos al agua con fenolftaleína, si los hubo, qué indica dicho color?

Si se apreció un cambio de color, tornándose de color rojo grosella debido a que la fenolftaleína toma dicha coloración cuando está en presencia de una base o álcali, que en la muestra está representado por los hidróxidos formados.

¿Cómo se guarda el sodio y el potasio? ¿Por qué?

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Sodio protegido en querosene

Por lo general estos metales se guardan inmersos en aceites (en este caso keresone), porque si entran en contacto con el aire una gruesa capa de productos de oxidación cubre con rapidez la lustrosa superficie del metal. Por ejemplo el Litio (Li) se oxida a óxido de litio (Li2O), que a su vez reacciona con el dióxido de carbono (CO2) para dar carbonato de litio (Li2CO3):

4 Li (s) + O2 (g) 2 Li2O (s)

Li2O (s) + CO2 (g) Li2CO3 (s)

Describa la reacción del sodio con el agua.

Na(S) + H2O Na(OH) (ac) + H2(g)

En la reacción del sodio con el agua es violenta, el sodio se derrite, y "se desliza" sobre la superficie del agua como un glóbulo plateado con un movimiento caótico; el hidrógeno que se desprende casi siempre arde. En esta reacción se aprecia desprendimiento de energía en forma de calor, es por o que esta reacción es exotérmica.

 El potasio reacciona tan vigorosamente con el agua que el hidrógeno desprendido se enciende. El color rojo grosella del indicador ácido-base fenolftaleína confirma la presencia de los iones OH- generados durante la reacción.

Describa la reacción del potasio con el agua e indique las diferencias con la reacción anterior.

K(S) + H2O K(OH) (ac) + H2(g)

La reacción es extremadamente violenta, tiene características similares a la reacción del sodio con el agua.

Las diferencias que notamos fue que el sodio Na demoró más tiempo en reaccionar con el agua, mientras que el potasio al ponerlo reaccionó violentamente, esto se debe a la naturaleza de cada elemento, así como la superficie de contacto que tuvo con el agua.

¿Podemos decir que el litio, sodio y potasio forman una sola familia de elementos? ¿Por qué? ¿Necesita más datos?

No, porque necesitaríamos de más datos para hacer tal aseveración ya que solamente hemos distinguido las reacciones del sodio y potasio, y el del litio no se sabe su comportamiento en el agua.

Además quien nos niega la posibilidad de que existan elementos de carácter metálico que tengan un carácter similar a las reacciones ya observadas.

Pero se sabe que por teoría que estos elementos forman la familia de los metales alcalino, pero se supone que nosotros debemos basarnos en nuestras conclusiones en el laboratorio.

¿Qué observó en la reacción del calcio con el agua? Señale las características que establecen diferencias con los elementos del grupo I.

Ca + 2 H2O Ca(OH)2 + H2

El sodio al reaccionar con el agua esta lo hace en una forma poco violeta y no necesita de energía para que esta pueda reaccionar.

Se observa un movimiento caótico dentro del agua y el desprendimiento de burbujas, lo cual nos hace indicar la presencia del gas hidrógeno.

Se observa además que el Calcio no formó chispas en la reacción como lo hacen los metales alcalinos. Además la reacción del calcio no fue tan violenta ni tan rápida a comparación de los metales del grupo IA.

El calcio metálico reacciona con agua para formar hidrógeno gaseoso e hidróxido de calcio acuoso, Ca(OH)2 (ac).

¿Qué diferencias encuentran entre la reacción del magnesio con el agua con respecto a las reacciones anteriores?

Las diferencias que se encuentra entre la reacción del magnesio con el agua y las reacciones anteriores son las siguientes:

* Se nota que se necesita energía para formar, primero un compuesto previo (MgO) para que recién reaccione con el vapor de agua, esto hace que se desprenda una luz en la dicha reacción.

* Los resultados de la reacción son diferentes a los anteriores, como también sus condiciones.

* Se necesita un medio diferente, como también un sistema diferente para esta reacción (medio ambiente).

4. Indique cómo proceden las reacciones en su prueba C.

Muchos metales, como el magnesio que se muestra aquí, reaccionan con ácidos para formar hidrógeno gaseoso. Las burbujas son hidrógeno gaseoso.

Mg (S) + 2 HCl (ac) MgCl2 + H2(g)

Como se observa en la gráfico, el magnesio reacciona en forma rápida con el HCl, formando gas hidrógeno. Esta reacción es muy exotérmica, liberando energía en forma de calor

Ca (S) + 2 HCl (ac) CaCl2 + H2(g)

Es una reacción ni lenta ni rápida, pro más lenta que la reacción del magnesio, se libera calor, pero no con mucha intensidad.

Fe(S) + 2 HCl (ac) FeCl2 + H2(g)

Es una reacción lenta, sólo se observa pequeñas burbujas de gas hidrógeno desprendiéndose lentamente de la superficie del clavo.

5. Describa la prueba D y resuma sus resultados en un cuadro, en el que indicará todos los cambios de color observados.

Se tomaron 6 tubos de ensayo en los cuales al perimero se colocó 2 ml. de KBr y al segundo 2 ml. de KI y a ambos se le agregó agua de cloro.

Al tercer tubo se colocó 2 ml. de NaCl y al cuerto se puso 2 ml. de KI y a ambos de le añadió agua de bromo.

Al quinto tubo se colocó 2 ml. de NaCl y al sexto tubo 2 ml. de KBr y ambos tubos se le agregó agua de yodo.

Para poder visualizar mejor si hubo o no reacción tomamos al CCl4 y adicionamos 5 gotas a todos los tubos observando que unos cambiaban de color y otras no.

En esta experiencia se compara la reactividad de los halógenos como son el cloro, bromo y yodo

Reacción Color Inicial Color final ¿Hubo Reacción?

KBr + Cl2 KCl + Br2 Violeta Amarillo Si

KI + Cl2 KCl + I2 Violeta claro Violeta Si

NaCl + Br2 NaCl + Br2 Naranja Naranja No

KI + Br2 KBr + I2 Violeta Oscuro Violeta Si

NaCl + I2 NaCl + I2 Violeta Violeta No

KBr + I2 KBr + I2 Violeta Violeta No

6. Haga un cuadro comparativo indicando la reactividad de los halógenos con relación a

sus posiciones en la tabla periódica. 7. Haga un cuadro donde disponga los elementos estudiados conforme se encuentren en

la clasificación periódica y mediante flechas indique el orden de reactividad. Saque sus conclusiones pertinentes.

 

8. ¿Cómo varían las propiedades ácidas en un período?

6. ¿Qué es electroafinidad?

La afinidad electrónica es la cantidad de energía que se libera cuando un átomo neutro gaseoso en su estado energético más bajo (estado fundamental) capta un electrón y se transforma en un ion negativo también gaseoso.

La adición de un electrón a la capa de valencia de un átomo gaseoso en su estado fundamental es un proceso en el que se desprende energía. La afinidad electrónica o electro afinidad de un átomo es una medida de esta energía.

En general, la afinidad electrónica disminuye al aumentar el radio atómico. Los halógenos son los elementos químicos con afinidades electrónicas más elevadas.

La adición de un segundo electrón a un ion mononegativo debe vencer la repulsión electrostática de éste y requiere un suministro de energía.

A diferencia de la energía de ionización, que se puede determinar directamente, la afinidad electrónica se calcula casi siempre por vía indirecta.

15. ¿Qué es electronegatividad?

La

 

MetalesGrupo de elementos químicos que presentan todas o gran parte de las siguientes propiedades físicas: estado sólido a temperatura normal, excepto el mercurio que es líquido; opacidad, excepto en capas muy finas; buenos conductores eléctricos y térmicos; brillantes, una vez pulidos, y estructura cristalina en estado sólido. Metales y no metales se encuentran separados en el sistema periódico por una línea diagonal de elementos.

Los elementos a la izquierda de esta diagonal son los metales, y los elementos a la derecha son los no metales. Los elementos que integran esta diagonal —boro, silicio, germanio, arsénico, antimonio, teluro, polonio y astato— tienen propiedades tanto metálicas como no metálicas. Los elementos metálicos más comunes son los siguientes: aluminio, bario, berilio, bismuto, cadmio, calcio, cerio, cromo, cobalto, cobre, oro, iridio, hierro, plomo, litio, magnesio, manganeso, mercurio, molibdeno, níquel, osmio, paladio, platino, potasio, radio, rodio, plata, sodio, tantalio, talio, torio, estaño, titanio, volframio, uranio, vanadio y cinc. Los elementos metálicos se pueden combinar unos con otros y también con otros elementos formando compuestos, disoluciones y mezclas. Una mezcla de dos o más metales o de un metal y ciertos no metales como el carbono se denomina aleación. Las aleaciones de mercurio con otros elementos metálicos son conocidas como amalgamas.

Los metales muestran un amplio margen en sus propiedades físicas. La mayoría de ellos son de color grisáceo, pero algunos presentan colores distintos; el bismuto es rosáceo, el cobre rojizo y el oro amarillo. En otros metales aparece más de un color, y este fenómeno se denomina pleocroismo. El punto de fusión de los metales varía entre los -39 °C del mercurio, a los 3.410 °C del tungsteno. El iridio, con una densidad relativa de 22,4, es el más denso de los metales. Por el contrario, el litio es el menos denso, con una densidad relativa de 0,53. La mayoría de los metales cristalizan en el sistema cúbico, aunque algunos lo hacen en el hexagonal y en el tetragonal (véase Cristal). La más baja conductividad eléctrica la tiene el bismuto, y la más alta a temperatura ordinaria la plata. La conductividad en los metales puede reducirse mediante aleaciones. Todos los metales se expanden con el calor y se contraen al enfriarse. Ciertas aleaciones, como las de platino e iridio, tienen un coeficiente de dilatación extremadamente bajo.

Propiedades físicas

Los metales suelen ser duros y resistentes. Aunque existen ciertas variaciones de uno a otro, en general los metales tienen las siguientes propiedades: dureza o resistencia a ser rayados; resistencia longitudinal o resistencia a la rotura; elasticidad o capacidad de volver a su forma original después de sufrir deformación; maleabilidad o posibilidad de cambiar de forma por la acción del martillo; resistencia a la fatiga o capacidad de soportar una fuerza o presión continuadas y ductilidad o posibilidad de deformarse sin sufrir roturas.

Propiedades químicas

Es característico de los metales tener valencias positivas en la mayoría de sus compuestos. Esto significa que tienden a ceder electrones a los átomos con los que se enlazan. También tienden a formar óxidos básicos. Por el contrario, elementos no metálicos como el nitrógeno, azufre y cloro tienen valencias negativas en la mayoría de sus compuestos, y tienden a adquirir electrones y a formar óxidos ácidos.

Los metales tienen energía de ionización baja: reaccionan con facilidad perdiendo electrones para formar iones positivos o cationes. De este modo, los metales forman sales como cloruros, sulfuros y carbonatos, actuando como agentes reductores (donantes de electrones).

Estructura electrónica

En sus primeros esfuerzos para explicar la estructura electrónica de los metales, los científicos esgrimieron las propiedades de su buena conductividad térmica y eléctrica para apoyar la teoría de que los metales se componen de átomos ionizados, cuyos electrones libres forman un 'mar' homogéneo de carga negativa. La atracción electrostática entre los iones positivos del metal y los electrones libres, se consideró la responsable del enlace entre los átomos del metal. Así, se pensaba que el libre movimiento de los electrones era la causa de su alta conductividad eléctrica y térmica. La principal objeción a esta teoría es que en tal caso los metales debían tener un calor específico superior al que realmente tienen.

En 1928, el físico alemán Arnold Sommerfeld sugirió que los electrones en los metales se encuentran en una disposición cuántica en la que los niveles de baja energía disponibles para los electrones se hallan casi completamente ocupados. En el mismo año, el físico suizo estadounidense Felix Bloch, y más tarde el físico francés Louis Brillouin, aplicaron esta idea en la hoy aceptada 'teoría de la banda' para los enlaces en los sólidos metálicos.

De acuerdo con dicha teoría, todo átomo de metal tiene únicamente un número limitado de electrones de valencia con los que unirse a los átomos vecinos. Por ello se requiere un amplio reparto de electrones entre los átomos individuales. El reparto de electrones se consigue por la superposición de orbitales atómicos de energía equivalente con los átomos adyacentes. Esta superposición va recorriendo toda la muestra del metal, formando amplios orbitales que se extienden por todo el sólido, en vez de pertenecer a átomos concretos. Cada uno de estos orbitales tiene un nivel de energía distinto debido a que los orbitales atómicos de los que proceden, tenían a su vez diferentes niveles de energía. Los orbitales, cuyo número es el mismo que el de los orbitales atómicos, tienen dos electrones cada uno y se van llenando en orden de menor a mayor energía hasta agotar el número de electrones disponibles. En esta teoría se dice que los grupos de electrones residen en bandas, que constituyen conjuntos de orbitales. Cada banda tiene un margen de valores de energía, valores que deberían poseer los electrones para poder ser parte de esa banda. En algunos metales se dan interrupciones de energía entre las bandas, pues los electrones no poseen ciertas energías. La banda con mayor energía en un metal no está llena de electrones, dado que una característica de los metales es que no poseen suficientes electrones para llenarla. La elevada conductividad eléctrica y térmica de los metales se explica así por el paso de electrones a estas bandas con defecto de electrones, provocado por la absorción de energía térmica

Propiedades físicas de los metales

Exceptuando el mercurio que es líquido, todos los demás son sólidos.

Todos presentan brillo (metálico).

Son maleables y dúctiles, es decir, pueden formarse láminas y alambres finos a partir de ellos. El oro, la plata y el cobre son los más dúctiles y maleables.

Son buenos conductores de calor y la electricidad.

Propiedades físicas de los no metales

Se presentan en los tres estados físicos de la materia: sólido, líquido y gaseoso.

A excepción del yodo, no tienen brillo metálico.

Son frágiles y quebradizos en estado sólido, por lo que no son dúctiles ni maleables.

En general son malos conductores del calor y la electricidad.

Propiedades químicas de los metales

Sus átomos tienen 1, 2, o 3 electrones en su último nivel de energía. Los elementos que forman los grupos IA, IIA, IIIA son metálicos, por lo tanto los elementos del grupo IA tienen en su último nivel de energía un electrón, los del grupo IIA tienen dos electrones y los del IIIA tienen tres electrones.

Sus átomos pueden perder los electrones de su último nivel de energía y, al quedar con más cargas positivas forman iones positivos llamados cationes.

Sus moléculas son monoatómicas. Es decir, sus moléculas están formadas por un solo átomo (Al, Cu, Ca, Mg, Au).

Forman óxidos al combinarse con el oxígeno.

Cuando se combina un óxido metálico con el agua se forman los hidróxidos, también llamados álcalis o bases.

Propiedades químicas de los no metales

Fácilmente ganan electrones para completar su último nivel de energía a 8 electrones.

Sus átomos tienen en su última capa 4, 5, 6, o 7 electrones. Esto se puede comprobar si se observan en la Tabla Periódica los grupos IVA, VA, VIA y VIIA de los cuales forman parte los no metales.

Sus átomos pueden ganar electrones en su último nivel de energía. Por lo cual al tener más cargas negativas forman iones negativos llamados aniones.

Sus moléculas son diatómicas o poliatómicas según el caso: por ejemplo el oxígeno en la

naturaleza como molécula diatómica , que es el oxígeno que respiramos y también se

presenta como molécula triatómica éste es el ozono (no es respirable).

Se combinan con los metales para formar sales

catión metálico + anión ———› sal.

Al combinarse con el oxígeno forman anhídridos

no metal + oxigeno ———› anhídrido.

Los anhídridos al combinarse con el agua forman ácidos

anhídrido + agua ———› ácido.

TABLA PERIODICA CUANTICA Y LARGA DE LOS ELEMNETOS.

TABLA PERIODICA:La cual esta fundamentado por la ley periódica de Dimitri Mendeliu quien nos indica que las propiedades de los elementos son funciones periódicas que dependen de sus números atómicos.Al ordenar en columnas verticales a los elementos con propiedades semejantes se constituyen la llamada tabla periódica la cual contiene las siguientes características que son: Esta formada por 7 filas o también llamadas hileras, a las cuales se les denomina como periodos que se enumeran del 1 al 7.

El primer periodo consta de 2 elementos que son: el Hidrogeno y el Oxigeno. El segundo y tercer periodo consta de 8 elementos cada uno el segundo: el Litio,

Berilio, Boro, Carbono, Nitrógeno, Oxigeno, Fluor y el Neón, el tercer periodo: el Sodio, Magnesio Aluminio, silicio, Fósforo, Azufre, Cloro y Argon.

El cuarto periodo el cual consta de 18 elementos. Quinto y sexto periodo de 32 elementos. El séptimo se considera incompleto.

En columnas verticales se tienen 18 grupos o familias las cuales se representan en números romanos y con las letras Ay B.

En el grupo IA: son considerados alcalinosEn el grupo IIA: considerados como metales alcalinos férreos.En el grupo IIIA: considerada como la del elemento del Boro.En el grupo IVA: se considera como la familia del carbono.En el grupo VA: se considera como la familia del Nitrógeno.En el grupo VIA: se considera como la familia del Oxigeno.En el grupo VIIA: se encuentran los no metales más activos.En el grupo VIIA: conocidos como los gases raros, nobles o grupo cero.

Los siguientes grupos de familias de los elementos de transición los cuales se simbolizan con el número romano y la letra mayúscula siendo de la siguiente manera: IIIB, IVB, VB, VIB, VIIB, VIIIB, IB y IIB.

Los grupos de las familias I y IIB se considera como los metales frágiles.

El grupo VIII se encuentran los metales dúctiles.

En el grupo IIB se considera con un punto de fusión bajo.

LEY PERIODICA. Esta ley es la base de la tabla periódica la cual establece las propiedades físicas y químicas de lo elementos a representar en forma sistematizado conforme aumenta su numero atómico. Todos los elementos de un grupo representan una gran semejanza cuya diferencia se observa de sus grupos.

De acuerdo a la Ley Periódica expresada anteriormente como ya observamos consta de 7 periodos los cuales son 1-7 también llamados renglones u horizontales los cuales corresponden a cada una de las 7 capas o niveles de energía de los átomos, los cuales son: K, L, N, M, N, O, P, Q con el mismo nivel.

En el primer periodo como observamos su capa K únicamente se forma de elementos, el Helio y el Hidrogeno.En el segundo periodo L comprende la estructura de los átomos en la cual es considerado como periodo corto donde su elemento principal es el litio y su átomo es el Neon En el tercer periodo se representa con la letra U donde su elemento es el Argon considerado también corto.

El cuarto periodo n, su numero principal es el potasio. Y su ultimo elemento corresponde al numero 18 y es el criptón donde 10 elementos con el numero atómico de 1 a 30 considerados como electos de transición, donde tienen valencia variables.El quinto periodo “o” donde su elemento principal es el oxigeno donde es considerado también como periodo largo con sus 18 elementos en donde los elementos en donde los metales de transición constan con numero s atómicos del 39 al 48.El sexto periodo dicha capa se representa con P considerado como periodo extralargo y contiene 32 elementos donde……… que son del 57 al 71 son llamados como lactinos o también como tierras raras.El séptimo periodo representado con la letra Q también considerado como periodo extralargo, donde se encuentran los lactinos también llamados como transurios, los cuales son radioactivos, inestables y creados artificialmente en reactores nucleares.

Tabla periódica moderna

En el presente siglo se descubrió que las propiedades de los elementos no son función

periódica de los pesos atómicos, sino que varían periódicamente con sus números atómicos o

carga nuclear. He aquí la verdadera Ley periódica moderna por la cual se rige el nuevo

sistema: "Las propiedades de los elementos son función periódica de sus números atómicos"

Modernamente, el sistema periódico se representa alargándolo en sentido horizontal lo

suficiente para que los períodos de 18 elementos formen una sola serie. Con ello desaparecen

las perturbaciones producidas por los grupos secundarios. El sistema periódico largo es el más

aceptado; la clasificación de Werner, permite apreciar con más facilidad la periodicidad de las

propiedades de los elementos.

Tabla Periódica Larga y Cuántica de los Elementos

Tabla periódica larga. Está fundamentada en la ley periódica de D. Mendeleiev, quien

nos indica que las propiedades de los elementos son funciones periódicas que dependen de sus

números atómicos. Al ordenar en columnas verticales a los elementos con propiedades

semejantes, se constituye la llamada tabla periódica, que tiene las siguientes características.

Está formada por 7 filas horizontales llamadas periodos, que se numeran del 1 al 7:

Primer periodo, dos elementos

Segundo y tercer periodos, ocho elementos cada uno

Cuarto y quinto periodos, 18 elementos cada uno

Sexto periodo, 32 elementos

Séptimo periodo, incompleto.

En columnas verticales, tenemos 18 grupos o familias, que se distribuyen en:

Ocho grupos principales representados con un número romano y la letra A: IA, IIA,

IIIA, IVA, VA, VIA, VIIIA o grupo 0.

Los elementos del grupo IA son los metales alcalinos y los de IIA, los metales

alcalino-térreos. El grupo IIIA es el de la familia del boro; el IVA, el del carbono; el VA; el

del nitrógeno y el VIA, el del oxígeno. En el grupo VIIA se encuentran los no metales más

activos, llamados halógenos, que son F, CI, Br, I y At. En la parte inferior tenemos las tierras

raras y el último grupo de la derecha, el VIIIA, corresponde a la familia de los gases nobles o

grupo 0.

Ocho grupos de los elementos de transición, que se simbolizan con la letra B: IIIB,

IVB, VB, VIB, VIIB, VIIIB, IB y IIB. Del grupo IIIB al VIIB están los metales frágiles, en el

VIIIB los metales dúctiles y en el IIB los de bajo punto de fusión.

Los elementos más electropositivos se encuentran en el grupo IA, los más

electronegativos en el VIIA y los elementos del grupo 0 no tienen asignado un valor de

electronegatividad.

Tabla periódica de los elementos

EL ORDEN DONDE SE ENCUENTRAN LOS ORBITALES SON DE LA SIGUIENTE MANERA:

La forma de estos como ya sabemos cuentan con sus diferentes periodos y en los cuales se encuentra su configuración electrónica la cual establece en donde el elemento tiene en su última capa la valencia de 8 electrones.

El orbital S cuenta con 2 electrones. El orbital P con 6 electrones. El orbital d con 10 electrones.

Los primeros dos grupos están completos con su capa que indica dicho periodo.Así el rubidio en el quinto periodo tendrá en su capa de valencia tendera la configuración electrónica 5 s1. Mientras que el bario cuenta con la configuración de 6 s2 Los grupos de familia del 3 al 12 completa los orbítales de la capa anterior a dicha capa de valencia en donde el fierro y el cobalto en su periodo cuarto cuenta con su configuración electrónica 3d6 462 en la que la capa de valencia no se modifica pero si la capa anterior.Los grupos de las familias del 13 al 18 completan los orbítales P de dicha valencia finalmente los elementos de transición interna completa los orbítales s de su antepenúltima capa.

………………………

CARACTRERISTIXAS DE LOS PRINCIPALES FAMILIAS DE LOS ELMENTOS.

Metales y no metales. Metales alcalinos Metales alcalinotérreos Alógenos. Gases nobles o raros. Metales de transición metales de transición interna.

CARACTERISTICAS DE LOS METALES.

21. son sólidos a temperatura ambiente excepto el Hg. el cual se encuentra en estado líquido.

22. la mayor parte son mas densos que el agua (Li, Na, K)23. presentan brillo.24. son maleables es decir se les puede convertir en laminas (Au) es considerado el

elemento mas maleable.25. son dúctiles es decir se puede hacer con ello y los alambres Cu.26. son considerados como buenos conductores del calor 27. son considerados como buenos conductores de la electricidad (Ag) es el elemento que

mas conduce electricidad.28. su molécula es considerada como mono atómica.29. sus átomos al combinarse pierden sus electrones.30. se combina con el oxigeno para formar óxidos básicos.(FeO)

CARACTERISTICAS DE LOS METALES.

21. algunos son sólidos, otros gaseosos y el único liquido es considerado al bromo (BR) a temperatura ambiente.

22. generalmente son considerados menos densos que el agua23. carecen.24. no son maleables, los que son sólidos se pulverizan al voltearse.25. son dúctiles.26. no son buenos conductores de la electricidad.27. sus moléculas no son monoatómicas.28. sus átomos tienen 5, 6 y 7 electrones en su último nivel energético.29. dichos átomos al combinase ganan electrones convirtiéndose en iones negativos

considerándose como aniones.30. se combina con el oxigeno en donde se forma como óxidos ejemplo: dióxido de

azufre.

PROPIEDADES QUIMICAS DE LOS METALES

21. Forma aleaciones22. Al combinarse con el oxigeno forman óxidos metálicos23. Al combinarse con el agua forman los hidruros.24. Al combinarse con un no metal forman sales (cloruro de sodio)25. Cuando se combinan con un no metal donan su electrón donde surge una oxidación

convirtiéndose en iones positivos al cual se le denomina cation. 26. Sus números de oxidación son considerados positivos.27. Poseen bajo potencial de ionizacion.28. En su último nivel de elegía tienen uno dos o tres electrones.29. Sus moléculas son considerados como monoatómicas 30. Los alcalinos son los más activos.

PROPIEDADES FISICAS

19. presentan brillo dicho aspecto donde su color metálico depende de la luz que presenta ejemplo Au donde presenta su color amarillo, Cu su color rojo etc.

20. se encuentra en estado sólido con excepción del mercurio el galio casio, hecesio los cuales son líquidos a temperatura ambiente.

21. presentan sus valores de densidad elevados.22. tienen puntos de fusión altos 23. son buenos conductores del calor y la electricidad.24. son dúctiles (forman alambres)25. algunos presentan tenacidad (resistencia al romperse o deformarse)26. son maleables (laminas muy delgadas)27. son duros (resistencia al ser rayados o cortados)

Propiedades Periódicas y No Periódicas de los Elementos Químicos

Son propiedades periódicas de los elementos químicos las que desprenden de los

electrones de cadena de valencia o electrones del piso más exterior así como la mayor parte

de las propiedades físicas y químicas.

11. Radio atómico

12. Radio iónico

13. Energía de ionización 14. Electronegatividad15. Afinidad electrónica

Radio atómico

Es la distancia de los electrones más externos al núcleo. Esta distancia se mide en

Angström (A=10-8), dentro de un grupo Sistema periódico, a medida que aumenta el número

atómico de los miembros de una familia aumenta la densidad, ya que la masa atómica crece

mas que el volumen atómico, el color F (gas amarillo verdoso), CI (gas verde), Br (líquido

rojo), I sólido (negro púrpura), el lumen y el radio atómico, el carácter metálico, el radio

iónico: aunque el radio iónico de los elementos metálicos es menor que su radio atómico.

Radio iónico

Cuando los iones formados al perder electrones o ganar presentan una variación de volumen

como el comportamiento donde cargar la carga nuclear efectiva siendo de la siguiente manera.

g) Iones cargados positivamente son, más pequeños que sus átomos neutros.

h) Los iones cargados negativamente son mas grandes y sus átomos neutros.

i) En una serie hizo eléctricos los radios iónicos disminuyen al aumentar la carga

nuclear.

Energía de ionización Es considerada la cantidad de energía que se necesita para separar un electrón de un átomo neutro y gaseoso en su estado fundamental. Es decir que la energía que se necesita para formar un ion monopositivo.

ElectronegatividadEs la tendencia que tiene un elemento para atraer hacia si el par electrónico del enlace compartido con otro varia de la misma forma que los anteriores.

Afinidad electrónica

La electro afinidad, energía desprendida por un Ion gaseoso que recibe un electrón y

pasa a átomos gaseosos, es igual el valor al potencial de ionización y disminuye al aumentar

el número atómico de los miembros de una familia. La electronegatividad es la tendencia de

un átomo a captar electrones. En una familia disminuye con el número atómico y en un

período aumenta con el número atómico.

CLASIFICACION DE LOS METALES DE ACUERDO COMO SE ENCUENTRA EN LA NATURALEZA:

Li, K, Na, Mg, Be, Sr, Ba, Co, Al, Ga, In, Ta, Sn, Pb, Fe, Cu, Ni, Ag, Au, Zn, Cd, Hg, Cr.

ClasificaciónAl

11. se considera como metal ligero se utiliza en cableados en caos e industrias.12. en la construcción de aviones.13. accesorios para industrias químicas.14. fabricación.15. pueden sustituir al cobre.

Plomos:17. construcción de acumuladores.18. protección de cables eléctricos.19. para cubrir tejados y paredes de las cámaras de fabricación de ácido sulfúrico.20. se utiliza en tuberías para el agua para el gas de alumbrado. 21. Como elementos en las pilas y acumuladores eléctricos,22. constituye las diversas aleaciones como son el metal de soldadura y el metal para tipo

de imprecto.23. preparación del plomo tetraetilo pb(C2H3)4 aditivo que se utiliza como antidetonante.24. se utiliza en la tubería y acumuladores de autobuses.

Cobre.9. se utiliza en la manufactura de cables eléctricos.10. se considera conductor eléctrico.11. se utiliza en la construcción de calderas alambiques y concentradores.12. se encuentra en aleaciones.

Fierro9. material de construcción.10. instrumentos corrientes.11. en las aleaciones forma transformaciones como consecuencia de las variaciones de las

temperaturas12. desde el punto de vista biológico el fierro es considerado indispensables para los

organismos vegetales y animales, considerando como el elemento más abundante y económico que cuenta la humanidad y se emplea fundamentalmente en la fabricación.

Cromo:3. se emplea principalmente para cromar piezas metálicas y entre sus aleaciones se

encuentran algunos aceros muy duros.Mercurio:

7. se utiliza en aparatos eléctricos como tubos de vapor a temperaturas elevadas.8. se utiliza para llenar termómetros, manómetros, barómetros, densímetros,

lámparas fluorescentes en la extracción de planta y oro, alumbrado público y interruptores eléctricos.

9. son útiles sus aleaciones (amalgamas) que emplean en la metalurgia y odontología.

Potasio:5. se utiliza como fertilizante potásico nitrogenado.6. se utiliza como usos industriales.

Sodio:9. se utiliza para deshacer líquidos orgánicos como el eter.10. en la industria se utiliza en la fábrica de sianuro de sodio, amiba sodica.11. detergentes, blanqueantes, algunos colorantes y el oxido.12. se utiliza en fábricas de colorantes medicamentos.

OxígenoElemento químico gaseoso, símbolo O, número atómico 8. Es de gran interés por ser el elemento esencial en los procesos de respiración de la mayor parte de las células vivas y en los procesos de combustión. Es el elemento más abundante en la corteza terrestre. Cerca de una quinta parte (en volumen) del aire es oxígeno.

Las principales aplicaciones del oxígeno en orden de importancia son: 1) fundición, refinación y fabricación de acero y otros metales; 2) manufactura de productos químicos por oxidación controlada; 3) propulsión de cohetes; 4) apoyo a la vida biológica y medicina, y 5) minería, producción y fabricación de productos de piedra y vidrio.

En condiciones normales el oxígeno es un gas incoloro, inodoro e insípido

Casi todos los elementos químicos, menos los gases inertes, forman compuestos con el oxígeno.

Todo ser humano necesita oxígeno para respirar, pero como ocurre con muchas sustancias un exceso de oxígeno no es bueno.

Efectos ambientales del Oxígeno: No ha sido constatado ningún efecto negativo del oxígeno en el medio ambienteSilicio

Símbolo Si, número atómico 14.

Los chips de silicio se emplean en circuitos integrados.

En su forma más pura, el silicio es un semiconductor intrínseco.

Efectos del Silicio sobre la salud. 

El silicio elemental es un material inerte, que parece carecer de la propiedad de causar fibrosis en el tejido pulmonar. Sin embargo, se han documentado lesiones pulmonares leves en animales de laboratorio sometidos a inyecciones intratraqueales de polvo de silicio.

Efectos ambientales del Silicio. 

No se ha informado de efectos negativos del silicio sobre el medio ambiente. 

AluminioElemento químico metálico, de símbolo Al, número atómico 13. El aluminio puro es blando y tiene poca resistencia mecánica, pero puede formar aleaciones con otros elementos para aumentar su resistencia y adquirir varias propiedades útiles.

El aluminio es el elemento metálico más abundante en la Tierra y en la Luna, pero nunca se encuentra en forma libre en la naturaleza. Se halla ampliamente distribuido en las plantas y en casi todas las rocas, sobre todo en las ígneas . Efectos del Aluminio sobre la salud: El Aluminio es uno de los metales más ampliamente usados y también uno de los más frecuentemente encontrados en los compuestos de la corteza terrestre. Debido a este hecho, el aluminio es comúnmente conocido como un compuesto inocente. Pero si se injiere, se respirarlo o por contacto en la piel, puede causar un efecto serio en la salud como: Daño al sistema nervioso central Demencia Pérdida de la memoria Temblores severos. 

Hierro

Elemento químico, su símbolo es Fe, número atómico 26.

Es un metal maleable, de color gris plateado.

El uso más extenso del hierro es para la obtención de aceros estructurales; también se producen grandes cantidades de hierro fundido y de hierro forjado.

El Hierro es una parte esencial de la hemoglobina: el agente colorante (rojo) de la sangre que transporta el oxígeno a través de nuestros cuerpos

Efectos del Hierro sobre la salud: 

La inhalación de concentraciones excesivas de vapores o polvos de óxido de hierro puede resultar en el desarrollo de una neumoconiosis benigna.Calcio Elemento químico metálico, de símbolo Ca, de número atómico 20. La distribución del calcio es muy amplia; se encuentra en casi todas las áreas terrestres del mundo. Este elemento es esencial para la vida de las plantas y animales, ya que está presente en el esqueleto de los animales, en los dientes, en el coral y en muchos suelos. El cloruro de calcio se halla en el agua del mar en un 0.15%.

Efectos del Calcio sobre la salud :

La falta de calcio es una de las causas principales de la osteoporosis.

Efectos ambientales del Calcio:

El fosfato de calcio es muy tóxico para los organismos acuáticos.

Magnesio

Elemento químico: metálico, de símbolo Mg, el magnesio es blanco-plateado y muy ligero, de número atómico 12.

Efectos del Magnesio sobre la salud:  

Efectos de la exposición al magnesio en polvo: baja toxicidad y no considerado como peligroso para la salud. Pero al Inhalar el polvo de magnesio puede irritar tracto respiratorio superior.

Sodio

Su símbolo es Na, número atómico 11.

La sal del sodio más importante que se encuentra en la naturaleza es el cloruro de sodio (sal de roca).

Las sales de sodio se encuentran en el agua de mar, lagos salados, lagos alcalinos y manantiales minerales.

Efectos del Sodio sobre la salud:

El sodio es un componente de muchas comidas, por ejemplo la sal común. Es necesaria en los humanos para mantener el balance de los sistemas de fluidos físicos. El sodio es también requerido para el funcionamiento de nervios y músculos.

PotasioElemento químico cuyo símbolo es K, número atómico 19. 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 potasio puede ser encontrado en vegetales, frutas, patatas, carne, pan, leche y frutos secos.

Efectos del Potasio sobre la salud

 Cuando nuestros riñones no funcionan bien se puede dar la acumulación de potasio; y esto puede llevar a cabo una perturbación en el ritmo cardíaco.

QUÍMICA I

TRABAJO SOBRE:

EL IMPACTO ECONOMICO O AMBIENTAL DE

ALGUNOS ELEMENTOS

CLASIFICACIÓN DE LOS METALES DE ACUERDO A COMO SE ENCUENTRAN EN LA NATURALEZA

Metales, grupo de elementos químicos que presentan todas o gran parte de las siguientes propiedades físicas: estado sólido a temperatura normal, excepto el mercurio que es líquido; opacidad, excepto en capas muy finas; buenos conductores eléctricos y térmicos; brillantes, una vez pulidos, y estructura cristalina en estado sólido. Metales y no metales se encuentran separados en el sistema periódico por una línea diagonal de elementos. Los elementos a la izquierda de esta diagonal son los metales, y los elementos a la derecha son los no metales. Los elementos que integran esta diagonal —boro, silicio, germanio, arsénico, antimonio, teluro, polonio y astato— tienen propiedades tanto metálicas como no metálicas. Los elementos metálicos más comunes son los siguientes: aluminio, bario, berilio, bismuto, cadmio, calcio, cerio, cromo, cobalto, cobre, oro, iridio, hierro, plomo, litio, magnesio, manganeso, mercurio, molibdeno, níquel, osmio, paladio, platino, potasio, radio, rodio, plata, sodio, tantalio, talio, torio, estaño, titanio, volframio, uranio, vanadio y cinc. Los elementos metálicos se pueden combinar unos con otros y también con otros elementos formando compuestos, disoluciones y mezclas. Una mezcla de dos o más metales o de un metal y ciertos no metales como el carbono se denomina aleación. Las aleaciones de mercurio con otros elementos metálicos son conocidas como amalgamas.

El número de elementos que existen en la naturaleza es de 92 pero pueden añadirse algunos elementos obtenidos artificialmente.

Elemento

Un elemento es una sustancia constituida por átomos con el mismo número atómico. Algunos elementos comunes son oxígeno, nitrógeno, hierro, cobre, oro, plata, hidrógeno, cloro y uranio. Aproximadamente el 75% de los elementos son metales y los otros son no metales. La mayor parte de los elementos son sólidos a temperatura ambiente, dos de ellos (mercurio y bromo) son líquidos y el resto son gases. Pocos elementos se encuentran en la naturaleza en estado libre (no combinados), entre ellos el oxígeno, nitrógeno; los gases nobles (helio, neón, argón, kriptón, xenón y radón); azufre, cobre plata y oro. Los más de los elementos se encuentran en la naturaleza combinados con otros elementos formando compuestos.

Los elementos están clasificados en familias o grupos en la tabla periódica. También se clasifican en metales y no metales. Un elemento metálico es aquel cuyos átomos forman iones positivos en solución, y uno no metálico aquel que forma iones negativos en solución.

Los átomos de un elemento tienen el mismo número atómico, pero no necesariamente el mismo peso atómico. Los átomos con el mismo número atómico, pero diferentes pesos, se llaman isótopos. Todos los elementos tienen isótopos, aunque en ciertos casos sólo se conocen los isótopos sintéticos. Muchos de los isótopos de los diferentes elementos son inestables, o radiactivos, y por ende se desintegran para forma átomos estables, del mismo elemento o de algún otro.

Se cree que los elementos químicos son resultado de la síntesis por procesos de fusión a muy altas temperaturas (en el orden de los 100 000 000ºC o 180 000 000ºF y superiores). La fusión de las partículas nucleares simples (protones y neutrones) lleva primero a núcleos atómicos como el helio y luego a los núcleos más pesados y complejos de los elementos ligeros (litio, boro, berilio y así sucesivamente). Los átomos de helio bombardean a los átomos de elementos ligeros y producen neutrones. Los neutrones son capturados por los núcleos de los elementos y producen otros más pesados. Estos dos procesos -fusión de protones y captura de neutrones- son los procesos principales con que se forman los elementos químicos.

Se han sintetizado varios elementos presentes solamente en trazas o ausentes en la naturaleza. Son el tecnecio, prometio, astatinio, francio y todos los elementos con números atómicos superiores a 92.

Abundancia cósmica. La abundancia de los elementos en las rocas de la Tierra, la Tierra en general, los meteoritos, el sistema solar, las galaxias o todo el universo, corresponde al promedio de las cantidades relativas de los elementos químicos presentes o, en otras palabreas, ala composición química promedio. La abundancia de los elementos está dada por el número de átomos de un elemento de referencia. El silicio comúnmente se toma como el elemento de referencia en el estudio de la composición de la Tierra y los meteoritos, y los datos están dados en átomos por 106 átomos de silicio. Los resultados de las determinaciones astronómicas de la composición del Sol y las estrellas con frecuencia se expresan en átomos por 1010 átomos de hidrógeno. Los análisis químicos ordinarios, entre ellos las técnicas avanzadas para estudios de trazas de elementos (tales como activación neutrónica o dilución isotópica), sirven para determinar la composición de rocas y meteoritos. La composición del Sol y las estrellas puede obtenerse de análisis espectroscópicos cuantitativos. Los elementos más abundantes en la superficie de la Tierra son oxígeno, silicio, magnesio, calcio, aluminio, así como el hierro. En el universo, el hidrógeno y el helio constituyen más del 95% de la materia total.

La composición isotópica de los elementos es casi la misma en todo el material terrestre y en los meteoritos. La abundancia nuclear de los isótopos se puede calcular de la composición isotópica de un elemento y de su abundancia cósmica.

Los valores de abundancia nuclear muestran una clara correlación con ciertas propiedades nucleares, y puede suponerse que son una buena aproximación de la distribución del rendimiento original del proceso termonuclear que provocó la formación de los elementos. Los valores empíricos de abundancia pueden así servir de base para consideraciones teóricas acerca del origen de la materia y del universo y han conducido a la siguiente conclusión: no existe un mecanismo único y simple por el cual puedan haberse formado los elementos, con su composición isotópica observada. La materia del cosmos parece ser una mezcla de material formado en diferentes condiciones y tipos de procesos nucleares.

Distribución geoquímica. La distribución de los elementos químicos en las principales zonas de la Tierra (corteza, manto, núcleo) depende de la historia remota y de la evolución subsecuente tanto de la Tierra como del sistema solar. Dado que estos eventos ocurrieron hace largo tiempo y no hay evidencia directa de lo que en realidad sucedió, hay mucha especulación en la explicación actual de la distribución de los elementos en las principales zonas de la Tierra.

Antes de que evolucionara el sistema proto-solar para formar el Sol y los planetas probablemente fue una gran nube de gas, polvo y alguna otra materia en forma de lente y girando.

El interior de esta nube, contraída y calentada en un inicio por atracción gravitacional, elevó su temperatura y presión lo suficiente para iniciar las reacciones nucleares, generando luz y calor. La materia en los remolinos dentro de las zonas periféricas de la nube, con el tiempo coalesció y formó los planetas individuales. Porciones de elementos ligeros más volátiles (como N, C, O e H) escaparon del interior más caliente del sistema y fueron enriquecidos en los grandes planetas externos menos densos (Júpiter, Saturno, Urano y Neptuno). Los elementos más pesados, menos volátiles (como Ca, Na, Ng, Al, Si, K, Fe, Ni y S), tendieron a permanecer cerca del centro del sistema y fueron enriquecidos en los pequeños planetas internos más densos (Mercurio, Venus, Tierra y Marte).

Se piensa que el crecimiento de la Tierra fue de una nube cuya composición era muy parecida a la del tipo de los meteoritos rugosos conocidos como condritas. La proto-Tierra fue probablemente homogénea, esferoide, sin zonas delimitadas, de composición aproximadamente condrítica.

Según la hipótesis de una Tierra sin zonas bien delimitadas y el modelo condrítico, la aleación Ni-Fe formó el núcleo, y las fases remanentes formaron el manto. En una época muy remota de su historia (hace 4-5 x 109 años) es probable que tuviera principalmente forma sólida. La mayoría de los estudiosos de la Tierra suponen que un calentamiento posterior, debido a la contracción adiabática y decaimiento radiactivo, originó un extenso fenómeno de fusión, la aleación Ni-Fe, su fundió inicialmente; por su mayor densidad, la aleación se mantuvo en su posición y formó el núcleo. Este evento se conoce como la catástrofe del hierro. Al continuar la fusión habría creado tres líquidos inmiscibles; silicatos, sulfuros y aleaciones. Los silicatos, sulfuros y otros compuestos remanentes podrían haber formado el manto que rodea el núcleo.

La nueva capa oceánica, compuesta principalmente de rocas basálticas, daría lugar a los arrecifes de alta mar (centros de difusión) por medio de una fusión parcial del manto. En relación con el manto, la corteza basáltica está enriquecida en Si, Al, Ca, Na, K y un gran número de elementos iónicos litófilos; pero es pobre en Mg, Fe y ciertos metales de transición (del grupo VIII en particular). El proceso de fusión parcial de la parte superior del manto y la ascensión del magma formaron una nueva corteza, y puede ser el mecanismo dominante para la concentración de los elementos que enriquecieron la capa de la corteza a expensas del manto.

La fusión parcial también ocurrió dentro de la corteza continental, provocando a la formación y ascenso de magmas comparativamente ricos en elementos del manto, y pobre en relación con los elementos de las rocas de las que provienen los magmas. Éstos tienden a moverse hacia arriba con el tiempo, solidificándose en ocasiones y formando parte de la corteza continental con diversas zonas, una superior (sial), teniendo una composición granítica, y una inferior (sima), de composición desconocida, probablemente parecida a la del basalto. La corteza granítica superior es aún más abundante en elementos de la corteza. Modificaciones posteriores de la corteza continental superior pueden ocurrir a través de procesos como la sedimentación climática, el metamorfismo y la diferenciación ígnea.

Elementos actínidos. Actinide elements. Serie de elementos que comienza con el actinio (número atómico 89) y que incluye el torio, protactinio, uranio y los elementos transuránicos hasta el laurencio (número atómico 103). Estos elementos tienen gran parecido químico con los lantánidos, o tierras raras, elementos de números atómicos 57 a 71. Sus números atómicos, nombres y símbolos químicos son: 89, actinio (Ac), el elemento prototipo, algunas veces no se incluye como un miembro real de la serie; 90, torio (Th); 91, protacnio (Pa); 92, uranio (U); 93, neptunio (Np); 94, plutonio (Pu); 95, americio (Am); 96, curio (Cm); 97, berkelio (Bk); 98, californio (Cf); 99, einsteinio (Es); 100, fermio (Fm); 101, mendelevio (Md); 102, nobelio (No); 103, laurencio (Lr).

A excepción del torio y el uranio, los actínidos no están presentes en la naturaleza en cantidades apreciables. Los elementos transuránicos se descubrieron e investigaron como resultado de sus síntesis en reacciones nucleares. Todos son radiactivos, y con excepción del torio y el uranio, incluso en pequeñas cantidades, deben manejarse con precauciones especiales.

La mayor parte de los actínidos tienen lo siguiente en común: cationes trivalentes que forman iones complejos y quelatos orgánicos; los sulfatos, nitratos, halogenuros, percloratos y sulfuros correspondientes son solubles, mientras que los fluoruros y oxalatos son insolubles en ácidos.

Elementos metaloácidos. Metalloacid elements. Elementos químicos con los siguientes números atómicos y nombres: 23, vanadio, V; 41, niobio, Nb; 73, tántalo, Ta; 24, cromo, Cr; 42, molibdeno, Mo; 74, tungsteno, W; 25, manganeso, Mn; 43, tecnecio, Tc y 75, renio, Re. Estos elementos son un subgrupo integrante de los grupos V, VI y VII de la tabla periódica, respectivamente. En estado elemental todos son metales de alta densidad, alto punto de fusión y baja volatilidad. La clasificación como elementos metaloácidos se refiere al hecho de que sus óxidos reaccionan con el agua para producir soluciones ligeramente ácidas, en contraste con el comportamiento más usual de los óxidos de otros metales que dan soluciones básicas.

Elementos nativos. Native elements. Elementos que aparecen en la naturaleza sin combinarse con otros. Además de los gases libres de la atmósfera, existen alrededor de 20 elementos que se encuentran bajo la forma de minerales en estado nativo. Éstos se dividen en metales, semi-metales y no metales. El oro, la plata, el cobre y el platino son los más importantes entre los metales, y cada uno de ellos se ha encontrado en ciertas localidades en forma lo suficientemente abundante para que se exploten como si fueran minas. Otros metales menos comunes son los del grupo del platino, plomo, mercurio, tantalio, estaño y zinc. El hierro nativo se encuentra, en escasas cantidades, lo mismo como hierro terrestre que como procedente de meteoritos.

Los semi-metales nativos pueden dividirse en: 1) el grupo del arsénico, que incluye al arsénico, antimonio y bismuto, y 2) el grupo del telurio, que incluye el telurio y el selenio.

Los no metales nativos son el azufre y el carbón en sus formas de grafito y diamante. El azufre nativo es la fuente industrial principal de este elemento.

Elementos de tierras raras. Rare-earth elements. Al grupo de 17 elementos químicos, con números atómicos 21, 39 y 57-71, se le conoce con el nombre de tierras raras; el nombre lantánidos se reserva para los elementos del 58 a 71. El nombre de tierras raras es inapropiado, porque no son ni raras ni tierras.

La mayor parte de las primeras aplicaciones de las tierras raras aprovecharon sus propiedades comunes, utilizándose principalmente en las industrias del vidrio, cerámica, de alumbrado y metalurgia. Hoy, estas aplicaciones se sirven de una cantidad muy considerable de la mezcla de tierras raras tal como se obtienen del mineral, aunque algunas veces esta mezcla se complementa con la adición de cerio o se eliminan algunas de sus fracciones de lantano o cerio.

Estos elementos presentan espectros muy complejos, y los óxidos mezclados, cuando se calientan, dan una luz blanca intensa parecida a la luz solar, propiedad que encuentra su aplicación en arcos con núcleo de carbón, como los que se emplean en la industria del cine.

Los metales de las tierras raras tienen gran afinidad por los elementos no metálicos; por ejemplo, hidrógeno, carbono, nitrógeno, oxígeno, azufre, fósforo y halogenuros. Cantidades considerables de las mezclas de metales raros se reducen a metales, como el "misch metal", y estas aleaciones se utilizan en la industria metalúrgica. Las aleaciones de cerio y las mezclas de tierras raras se emplean en la manufactura de piedras de encendedor. Las tierras raras se utilizan también en la industria del petróleo como catalizador. Granates de itrio y aluminio (YAG) se emplean en el comercio de joyería como diamantes artificiales.

Aunque las tierras raras están ampliamente distribuidas en la naturaleza, por lo general se encuentran en concentración baja, y sólo existen en alta concentración en las mezclas de cierto número de minerales. La abundancia relativa de las diferentes tierras raras en algunas rocas, formaciones geológicas, astrofísicos y cosmólogos.

Los elementos de las tierras raras son metales que poseen propiedades individuales particulares. Muchas de las propiedades de los metales de las tierras raras y de las mezclas indican que son muy sensibles a la temperatura y la presión. También son diferentes cuando consideramos las medidas entre los ejes cristalinos de los metales; por ejemplo, la conductividad eléctrica, la constante de elasticidad, etc. Las tierras raras forman sales orgánicas con ciertos compuestos quelato-orgánicos. Esto quelatos, que han reemplazado parte del agua alrededor de los iones, aumenta las diferencias en las propiedades entre cada elemento de las tierras raras, lo que se ha aprovechado en los métodos modernos de separación por intercambio iónico.

Elementos de transición. Transition elements. En términos amplios, son los elementos con número atómico del 21-31, 39-49 y 71-81. En la clasificación más estricta de los elementos de transición, preferida por muchos químicos, incluyen sólo los elementos de número atómico 22-28, 40-46 y 72 al 78. Todos los elementos de esta clasificación tienen uno o más electrones en la subcapa parcialmente llena y tienen, por lo menos, un estado de oxidación bien conocido.

Todos los elementos de transición son metales y, en general, se caracterizan por sus elevadas densidades, altos puntos de fusión y bajas presiones de vapor. En el mismo subgrupo, estas propiedades tienden a aumentar con el incremento del peso atómico. La facilidad para forma enlaces metálicos se demuestra por la existencia de una gran variedad de aleaciones entre diferentes metales de transición.

Los elementos de transición incluyen la mayor parte de los metales de mayor importancia económica, como el hierro, níquel y zinc, que son relativamente abundantes por una parte, y, por otra, los metales para acuñación, cobre, plata y oro. También se incluyen elementos

raros y poco conocidos, como el renio y el tecnecio, el cual no se encuentra en la Tierra en forma natural, aunque sí en pequeñas cantidades como producto de fisión nuclear.

En sus compuestos, los elementos de transición tienden a exhibir valencias múltiples; la valencia máxima tiende a incrementarse de 3+ en la serie (Sc, Y, Lu) a 8+ en el quinto miembro (Mn, Re). Una de las características más importantes de los elementos de transición es la facilidad con que forman iones complejos y estables. Las características que contribuyen a esta capacidad son la elevada relación carga-radio y la disponibilidad de sus orbitales d parcialmente llenos, los cuales pueden ser utilizados para forma enlaces. La mayor parte de los iones y compuesto de los metales de transición son coloridos, y muchos de ellos paramagnéticos. Tanto el color como el paramagnetismo se relacionan con la presencia de electrones desapareados en la subcapa d. Por su capacidad para aceptar electrones en los orbitales d desocupados, los elementos de transición y sus compuestos exhiben con frecuencia propiedades catalíticas.

Por lo general, las propiedades de los elementos de transición son intermedias entre los llamados elementos representativos, en que las subcapas están completamente ocupadas por electrones (elementos alcalinos; halógenos), y los interiores o elementos de transición f, en que los orbitales de las subcapas desempeñan un papel mucho menos importante en las propiedades químicas.

Elementos transuránicos. Transuranium elements. Elementos sintéticos con números atómicos superiores al del uranio (número atómico 92). Son miembros de los actínidos, desde el neptunio (número atómico 93) hasta el laurencio (número atómico 103) y los elementos transactínidos (con números atómicos superiores a 103).

El concepto de peso atómico en el sentido que se da a los elementos naturales no es aplicable a los elementos transuránicos, ya que la composición isotópica de cualquier muestra depende de su fuente. En la mayor parte de los casos el empleo de número de masa del isótopo de mayor vida media en combinación con una evaluación de su disponibilidad ha sido adecuado. Buenas elecciones en el momento actual son: neptunio, 237; plutonio, 242; americio, 243; curio, 248; berkelio, 249; californio, 250; einstenio, 254; fermio, 257; mendelevio, 258; nobelio, 259; laurencio, 260; rutherfordio (elemento 104), 261; hafnio (elemento 105), 262 y elemento 106, 263.

Los actínidos son químicamente similares y tienen gran semejanza química con los lantánidos o tierras raras (números atómicos 51-71). Los transactínidos, con números atómicos 104-118, deben ser colocados en una tabla periódica ampliada debajo del periodo de elementos comenzando con el hafnio, número atómico 72, y terminando con el radón, número atómico 86. Esta disposición permite predecir las propiedades químicas de estos elementos y sugiere que tendrán una analogía química, elemento por elemento, con los que aparecen inmediatamente arriba de ellos en la tabla periódica.

Los transuránicos, incluyendo hasta al fermio (número atómico 100), se producen en grandes cantidades por medio de la captura sucesiva de electrones en los reactores nucleares. El rendimiento disminuye con el incremento del número atómico y el más pesado que se produce en cantidades apreciables es el einstenio (número 99). Muchos otros isótopos se obtienen por bombardeo de isótopos blanco pesados con proyectiles atómicos cargados en aceleradores; más allá del fermio todos los elementos se obtienen por bombardeo de iones pesados.

Se predice que los transactínidos que siguen al elemento 106 tendrán una vida media muy corta, pero consideraciones teóricas sugieren una estabilidad nuclear mayor, si se comparan con los elementos precedentes y sucesivos, para una gama de elementos situados alrededor de los números atómicos 110, 115 o 120 a causa de la estabilidad predicha por derivarse de capas nucleares cerradas.

CLASIFICACIÓN DE LOS METALES POR SU UTILIDAD

METAL

PRODUCCIÓN MINERA MUNDIAL EN 1994(toneladas de metal contenido)

APLICACIONES

Metales: producción y aplicaciones

Hierro 975.000.000Fundición, acero, metalurgia

Sodio 180.000.000 (1) Sal, reactores nucleares

Potasio 23.000.000 Abonos, química

Aluminio 19.290.000 (2)Electricidad y mecánica, envases

Cobre 9.500.000 Electricidad y mecánica

Cromo 9.329.000Acero inoxidable, química, materiales refractarios, metalurgia

Cinc 6.700.000Construcción, revestimientos anticorrosión

Bario 4.000.000 (3)Química, pinturas, insonorización, vidrio

Plomo 2.815.100 (4) Acumuladores, química

Níquel 842.000 Metalurgia

Magnesio 263.000 (5)Industria aeronáutica, farmacia

Estaño 180.000 Soldadura, química

Litio 150.000Industria nuclear, vidrio, cerámica

Molibdeno 95.000 Electricidad, materiales

refractarios, pigmentos

Vanadio 35.000Metalurgia, industria nuclear

Uranio 32.200 Combustible nuclear

Volframio 31.000Industria eléctrica, metalurgia

Torio 26.000Materiales refractarios, revestimiento de cátodos

Cobalto 21.000 Metalurgia, química

Cadmio 18.900 (5)Acumuladores, pigmentos, estabilizantes

Plata 13.234Fotografía, electricidad, joyería, monedas

Titanio 4.000 (6)Pinturas, materiales compuestos, aeronáutica

Oro 2.215 Joyería, monedas, electrónica

Mercurio 1.985 (5) Equipos eléctricos, física

Platino 126Convertidores catalíticos, joyería

Rodio 10 (2)Convertidores catalíticos, química

(1) En forma de sal (cloruro de sodio)

(2) Metal primario

(3) Producción de baritina (mineral de bario)

(4) 1995

(5) Metal producido

(6) Óxido de titanio contenido

Fuentes: Imetal, Oficina Mundial de Estadísticas sobre el Metal, Organización de las Naciones Unidas (ONU)

ELEMENTOS DE IMPORTANCIA ECONOMICA

Combustibles y carburantes.

Los combustibles son cuerpos capaces de combinarse con él oxigeno con desprendimiento de calor. Los productos de la combustión son generalmente gaseosos. Por razones practicas, la combustión no debe ser ni muy rápida ni demasiado lenta.

Puede hacerse una distinción entre los combustibles quemados en los hogares y los carburantes utilizados en los motores de explosión; aunque todos los carburantes pueden ser empleados como combustibles, no ocurre lo mismo a la viceversa.

Clasificación y utilización de los combustibles:

Los distintos combustibles y carburantes utilizados pueden ser: sólidos, líquidos o gaseosos.

Combustibles sólidos.

Carbones naturales:

Los carbones naturales proceden de la transformación lenta, fuera del contacto con el aire, de grandes masas vegetales acumuladas en ciertas regiones durante las épocas geológicas. El proceso de carbonización, en unos casos, muy antiguo, además de que influyen otros factores, como las condiciones del medio ambiente y el tipo de vegetal original. Se han emitido numerosas teorías para explicar la formación de las minas de carbón, pero ninguna es totalmente satisfactoria.

Madera:

La madera se utiliza sobre todo en la calefacción domestica. En los hogares industriales, salvo en los países en que es muy abundante, no suele emplearse.

Combustibles líquidos.

Petróleo:

Se encuentra en ciertas regiones del globo (Estados Unidos, Venezuela, U.R.S.S., etc.) en yacimientos subterráneos, se extrae haciendo perforaciones que pueden alcanzar los 7000 m de profundidad. Él petróleo bruto, que contiene agua y arena, es llevado a unos recipientes de decantación; si no se refina en el lugar de extracción, es transportado por medio de tuberías de acero estirado, de un diámetro interior de 5 a 35 cm, que son los llamados oleoductos o pipelines.

El petróleo bruto, liquido de aspecto muy variable, es una mezcla extremadamente compleja de numerosos hidrocarburos, con pequeñas cantidades de otras sustancias. Según su

origen, predominan los hidrocarburos saturados o los hidrocarburos cíclicos; pero en todos los petróleos los dos tipos de hidrocarburos existen en proporciones muy variables.

Combustibles gaseosos.

Gas natural:

En el interior de la corteza terrestre existen bolsas que contienen cantidades importantes de gases combustibles cuyo origen es probablemente análogo al de los petróleos. La presión de estos gases suele ser elevada, lo cual permite su distribución económica a regiones extensas. Están constituidos principalmente por metano, con pequeñas cantidades de butano, y aun por hidrocarburos líquidos. Estos, una vez extraídos, constituyen un buen manantial de gasolina.

Butano y Propano:

Se extraen del petróleo bruto, en el que se encuentran disueltos. También se originan en las diversas operaciones del tratamiento de los petróleos. Son fácilmente licuables a una presión baja y pueden transportarse en estado liquido en recipientes metálicos ligeros. Son utilizados como gases domésticos en las regiones donde no existe distribución de gas del alumbrado.

Hidrógeno:

El hidrógeno puro, generalmente producido por electrólisis del agua, no se utiliza como combustible mas que en soldadura autógena y en la fabricación de piedras preciosas sintéticas. En este caso es irreemplazable: como no contiene carbono, no existe el peligro de que altere la transparencia de las piedras.

Acetileno:

Se obtiene por acción del agua sobre el carburo de calcio. Da una llama muy caliente y muy brillante. Se emplea en soldadura y para el alumbrado; pero estas son aplicaciones accesorias: el acetileno es, sobre todo, un intermediario importante en numerosas síntesis químicas industriales.

ELEMENTOS CONTAMINANTES

Toxicidad de los no metales

PLOMO:

El plomo se encuentra en la naturaleza en forma de carbonato, y de sulfato, casi todo el plomo del comercio se obtiene del sulfuro que constituye el mineral galena.

Se trata de un metal color gris, pesado, blando y poco resistente a la tracción. Recién cortado presenta una superficie brillante que expuesta al aire, se empaña rápidamente por oxidación; la capa opaca de oxido lo protege de un ulterior ataque.

El plomo reacciona muy lentamente con el ácido clorhídrico, y el ácido sulfúrico y frío apenas lo ataca, por formarse sulfato insoluble que lo preserva de su acción ulterior. El plomo puesto en contacto con agua dura se recubre de una capa protectora de sales insolubles, como sulfato, bicarbonato básico o fosfato. El agua destilada y la de lluvia, que no contienen substancias disueltas capaces de formar esta película, atacan el metal a causa del oxigeno que llevan disuelto, y forman hidróxido de plomo, algo soluble.

Los compuestos solubles de plomo son venenosos, y por lo tanto, los tubos de plomo para conducir agua potable solo pueden utilizarse con seguridad si el agua es algo dura.

El plomo se usa para fabricar tubos de cañerías y revestir cables eléctricos. También se usan las instalaciones de ácido sulfúrico y en acumuladores de plomo.

Los vapores de plomo son los causantes de una gran enfermedad llamada saturnismo, caracterizada entre otros síntomas por anorexia, constipación pertinaz, anemia parálisis muscular, insomnio, angustia etc. Suele afectar a mineros que extraen plomo, a tipógrafos a pintores y a quienes fabrican acumuladores.

Existen diferencias importantes en la epidemiología, manifestaciones clínicas de la intoxicación por el plomo en los niños y adultos.

En los niños, la enfermedad debe ser debida a la malacia o pica (perversión del apetito que lleva al niño a ingerir cosas impropias para la nutrición) o mordisque de objetos decorados con pinturas que contienen plomo.

En los adultos, la intoxicación por plomo es comúnmente de origen profesional aunque raras veces puede ser causada por el consumo de bebidas o alimentos contaminados.

Los síntomas en los niños son: dolor abdominal, vómitos, somnolencia, irritabilidad, debilidad o convulsiones; coma, signos de elevación de la presión intracraneal.

En los adultos: anorexia, estreñimiento, molestias, intestinales, debilidad, fatiga, dolor de cabeza, palidez. En los casos graves puede haber espasmos abdominales. La <<línea del plomo>> solo puede aparecer cuando es deficiencia de la higiene de la boca.

ARSÉNICO:

El arsénico se encuentra libre en la naturaleza, y también combinado en diversos minerales: rejalgar, rojo, oropimente, amarillo, mispiquel

O pirita arsenical, cobaltina y arseniosita.

El trióxido de arsénico se obtiene tostando minerales de arsénico; él oxida sublima y se recoge como polvo blanco en la chimenea.

El arsénico es un sólido quebradizo, cristalino, de color gris de acero. Sublima fácilmente, formando vapores amarillos tóxicos de olor alacio.

El arsénico existe en tres formas alotrópicas: gris cristalinas, amarilla cristalinas y negra amorfa.

La variedad amarilla es análoga al fósforo blanco. La variedad gris se parece estructuralmente al fósforo violeta.

El arsénico es relativamente inerte a las temperaturas ordinarias, pero calentado al aire arde como llama azulada produciendo nubes blancas del trióxido sólido.

Aunque todos los compuestos solubles de arsénico son venenosos, algunos tienen uso en medicina. Los que lo consumen adquieren cierta tolerancia al mismo y pueden tomar mayores cantidades de las que otras personas no habituadas.

Los compuestos de arsénico se utilizan en agricultura en pulverizaciones y baños para ganado, con el fin de destruir insectos y parásitos.

Los síntomas de la ingestión de arsénico son:

Sabor metálico, dolor urente en esófago y estomago, dolores cólicos, vómitos y diarrea profusa con heces de”agua de arroz”. Seguida de deposiciones sanguilonentas, depresión, sed intensa, sequedad de boca y garganta, sensación de constricción en la garganta, olor aliaceo del aliento y las heces, vértigo, cefalea central, calambres musculares, piel fría, viscosa; Pulso pequeño, rápido y débil; extremidades frías, cianosis, respiración anhelante, estupor, colapso circulatorio, convulsiones, coma erupciones cutáneas, oliguria, albuminuria, hematuria.

ESTAÑO:

Se halla en la naturaleza en una proporción ponderal algo superior al 0,003% y suele presentarse combinado, especialmente bajo la forma de oxido o casiterita, muy abundante en Bolivia, Indonesia, y Malacia.

El estaño es un metal blanco, mas blando que el cinc, pero más duro que el plomo. A 200°C se vuelve muy quebradizo y puede pulverizarse.

El estaño se usa como recubrimiento protector del hierro en la hojalata. La hojalata se emplea para fabricar botes y objetos similares.

Asimismo se usa el estaño en la fabricación de aleaciones, tales como el hombre(cobre, estaño), metal de soldar (estaño, plomo), y metal de imprenta(estaño, plomo y antimonio.

Las aleaciones ricas en estaño se utilizan para elaborar el metal antifricción (metal blanco), con el que se recubre la cara interior de los cojinetes. La aleación con el plomo constituye la base de las denominadas soldaduras blandas.

El oxido estánico son discretamente nocivos, y en caso de inhalación de fuertes dosis se puede producir un aumento de temperaturas; la inhalación repetida suele causar una neuropatía.

El cloruro estánico puede producir irritación bronquial y enema pulmonar.

Los derivados orgánicos del estaño son muy tóxicos, pueden causar un cuadro de agitación y delirio al que siguen con frecuencia un estado de coma con hipertensión endocraneana.

MERCURIO:

Se encuentra nativo en la naturaleza en algunos casos, pero su mineral mas abundante es el cinabrio. Solo representa 0,5 ppm de la corteza terrestre.

Es el único metal que, a las temperaturas ordinarias, adopta el estado liquido.

No se oxida en el aire a temperaturas ordinarias, pero se combina lentamente con el oxigeno cuando se mantiene en la atmósfera cerca de su punto de ebullición. Por su inactividad general y su reducida presión de vapor, se emplean bombas de vacío, y en el laboratorio, para confinar gases.

A elevadas temperaturas, el vapor de mercurio conduce la corriente eléctrica.

El mercurio forma con muchos metales amalgamas, liquidas cuando la proporción del otro metal es pequeña, pero pastosas y hasta sólidas al aumentar dicha proporción. Las amalgamas de estaño, plata y oro se usan en odontología.

A pesar de sus beneficiosas aplicaciones médicas, el mercurio provoca unas intoxicaciones(como la estomatitis mercurial y el hidragirismo) que afectan diversos órganos, especialmente el riñón y los aparatos digestivo y nervioso.

Intoxicación mercurial aguda:

Síntomas: Cuando el tóxico se ha ingerido en forma concentrada produce: dolor urente ene la boca, garganta y estómago, salivación, dolores, cólicos, vómitos graves, náuseas, diarrea, pérdida copiosa de líquidos.

Intoxicación mercurial crónica:

Este envenenamiento puede ser consecuencia de la inhalación de vapores de mercurio o de polvo de sales mercuriales. El mercurio, puede absorberse a través de la piel intacta.

Los compuestos alquílicos de mercurio pueden causar perturbaciones mentales; excitación seguida de depresión, que puede ser grave y de larga duración.

CADMIO:

Como es más volátil que el cinc, el cadmio contenido en las menas de cinc se encuentra en la primera porción del metal que se obtiene; se separa del cinc por destilación fraccionada. También se separa y recupera en la afinación electrolítica del cinc. Si el voltaje se regula convenientemente únicamente se deposita cinc puro; el cadmio queda en el barro anódico del cual se recupera por destilación.

El cadmio es de color blanco con ligero tono azulado, siendo mucho más maleable que el cinc.

Se emplea principalmente en la preparación de aleaciones de bajo punto de fusión para extintores automáticos de incendios y fusibles, y también para recubrir hierro, a fin de protegerlo de la oxidación. Barras de cadmio se emplean en los reactores nucleares para absorber los neutrones y regular el proceso de fisión.

Las sales solubles más importantes del cadmio son el cloruro, eflorescente y el sulfato. El ión cadmio hidratado es un ácido débil.

Sintomatología:

Por ingestión: espasmos gástricos y abdominales violentos, vómitos, diarrea. Por inhalación: sequedad faríngea, tos, sensación de constricción torácica; coloración parda de la orina(óxido de cadmio): diseña intensa, piel fría.

CINC:

Es un metal blanco brillante con lustre gris azulado, soluble en ácidos y álcalis e insoluble en agua. Constituye el 0,013% de la corteza terrestre. No se encuentra nativo, aunque en pequeña proporción se halla frecuentemente en la composición de diferentes rocas.

Las menas empleadas en la metalurgia del cinc son el óxido, el carbonato y el sulfuro.

El cinc es un metal quebradizo a la temperatura ordinaria, pero maleable entre 120° y 150°C, manteniendo después su flexibilidad al enfriarse.

El metal es químicamente activo y desplaza al hidrógeno de los ácidos diluidos, aunque su acción es muy lenta cuando es pura. No se altera en el aire seco, pero en el húmedo se oxida, recubriéndose de una película adherente de carbonato básico que lo protege de toda acción ulterior. Calentado suficientemente en el aire, arde como llama verdosa, dando óxido de cinc blanco.

El cinc se usa para techados, canalones y cornisas.

Se emplea también en las pilas eléctricas como ánodo, y forma parte de aleaciones como el latón el metal Babbitt y la plata alemana.

Propiedades de los elementos y compuestos químicos

Número atómico- Masa atómica – Electronegatividad de Pauling – Densidad - Punto de fusión – Punto de ebullición – Radio de Vanderwaals – Radio iónico –

Isótopos – Corteza electrónica – Energía de la primera ionización – Energía de la segunda ionización – Potencial estándar

Número atómico

El número atómico indica el número de protones en la cortaza de un átomo. El número atómico es un concepto importante de la química y de la mecánica cuántica.El elemento y el lugar que éste ocupa en la tabla periódica derivan de este concepto. Cuando un átomo es generalmente eléctricamente neutro, el número atómico será igual al número de electrones del átomo que se pueden encontrar alrededor de la corteza. Estos electrones determinan principalmente el comportamiento químico de un átomo. Los átomos que tienen carga eléctrica se llaman iones. Los iones pueden tener un número de electrones más grande (cargados negativamente) o más pequeño (cargados positivamente) que el número atómico.

Masa atómica

El nombre indica la masa atómica de un átomo, expresada en unidades de masa atómica (umas). Cada isótopo de un elemento químico puede variar en masa. La masa atómica de un isótopo indica el número de neutrones que están presentes en la corteza de los átomos. La masa atómica indica el número partículas en la corteza de un átomo; esto quiere decir los protones y los neutrones. La masa atómica total de un elemento es una media ponderada de las unidades de masa de sus isótopos. La abundancia relativa de los isótopos en la naturaleza es un factor importante en la determinación de la masa atómica total de un elemento.

Electronegatividad de Pauling

La electronegatividad mide la tendencia de un átomo para atraer la nube electrónica hacia sí durante el enlace con otro átomo.

La escala de Pauling es un método ampliamente usado para ordenar los elementos químicos de acuerdo con su electro negatividad. El premio Nobel Linus Pauling desarrolló esta escala en 1932.

Los valores de electronegatividad no están calculados, ni basados en formulas matemáticas ni medidas. Es más que nada un rango pragmático.

Pauling le dio un valor de 4,0 al elemento con la electronegatividad más alta posible, el flúor. Al francio, el elemento con la electronegatividad más baja posible, se le dio un valor de 0,7.

A todos los elementos restantes se les dio un valor entre estos dos extremos.

Densidad

La densidad de un elemento indica el número de unidades de masa del elemento que están presentes en cierto volumen de un medio. Tradicionalmente la densidad se expresa a través de la letra griega “ro” (escrita r). Dentro del sistema internacional de unidades (SI) la densidad se expresa en kilogramos por metro cúbico (kg/m3). La densidad de un elemento se expresa normalmente de forma gráfica con temperaturas y presiones del aire, porque ambas propiedades influyen en la densidad.

Punto de fusión

El punto de fusión de un elemento o compuesto es la temperatura a la cual la forma sólida del elemento o compuesto se encuentra en equilibrio con la forma líquida. Normalmente se asume que la presión del aire es de 1 atmósfera.Por ejemplo: el punto de fusión del agua es de 0oC, o 273 K.

Punto de ebullición 

El punto de ebullición de un elemento o compuesto significa la temperatura a la cual la forma líquida de un elemento o compuesto se encuentra en equilibrio con la forma gaseosa. Normalmente se asume que la presión del aire es de 1 atmósfera.

Por ejemplo: el punto de ebullición del agua es de 100oC, o 373 K.En el punto de ebullición la presión de un elemento o compuesto es de 1 atmósfera.

Radio de Vanderwaals

Incluso si dos átomos cercanos no se unen, se atraerán entre sí. Este fenómeno es conocido como fuerza de Vanderwaals.

Las fuerzas de Vanderwaals provocan una fuerza entre los dos átomos. Esta fuerza es más grande cuanto más cerca estén los átomos el uno del otro. Sin embargo, cuando los dos átomos se acercan demasiado actuará una fuerza de repulsión, como consecuencia de la repulsión entre las cargas negativas de los electrones de ambos átomos. Como resultado, se mantendrá una cierta distancia entre los dos átomos, que se conoce normalmente como el radio de Vanderwaals.

A través de la comparación de los radios de Vanderwaals de diferentes pares de átomos, se ha desarrollado un sistema de radios de Vanderwaals, a través del cual podemos predecir el radio de Vanderwaals entre dos átomos, mediante una simple suma.

Radio iónico

Es el radio que tiene un ión en un cristal iónico, donde los iones están empaquetados juntos hasta el punto que sus orbitales atómicos más externos están en contacto unos con otros. Un orbital es el área alrededor de un átomo donde, de acuerdo con la probabilidad de encontrar un electrón es máxima.

Isótopos

El número atómico no determina el número de neutrones en una corteza atómica. Como resultado, el número de neutrones en un átomo puede variar. Como resultado, los átomos que tienen el mismo número atómico pueden diferir en su masa atómica. Átomos del mismo elemento que difieren en su masa atómica se llaman isótopos (isótopos). Principalmente con los átomos más pesados que tienen un mayor número, el número de neutrones en la corteza puede sobrepasar al número de protones.

Isótopos del mismo elemento se encuentran a menudo en la naturaleza alternativamente o mezclados.

Un ejemplo: el cloro tiene un número atómico de 17, lo que básicamente significa que todos los átomos de cloro contienen 17 protones en su corteza. Existen dos isótopos. Tres cuartas partes de los átomos de cloro que se encuentran en la naturaleza contienen 18 neutrones y un cuarto contienen 20 neutrones. Los números atómicos de estos isótopos son:

17 + 18 = 35 y 17 + 20 = 37.

Los isótopos se escriben como sigue: 35Cl y 37Cl.

Cuando los isótopos se denotan de esta manera el número de protones y neutrones no tienen que ser mencionado por separado, porque el símbolo del cloro en la tabla periódica (Cl) está colocado en la posición número 17. Esto ya indica el número de protones, de forma que siempre se puede calcular el número de electrones fácilmente por medio del número másico.

Existe un gran número de isótopos que no son estables. Se desintegrarán por procesos de decaimiento radiactivo. Los isótopos que son radiactivos se llaman radioisótopos.

Corteza electrónica

La configuración electrónica de un átomo es una descripción de la distribución de los electrones en círculos alrededor de la corteza. Estos círculos no son exactamente esféricos; tienen una forma sinuosa. Para cada círculo la probabilidad de que un electrón se encuentre en un determinado lugar se describe por una fórmula matemática. Cada uno de los círculos tiene un cierto nivel de energía, comparado con la corteza. Comúnmente los niveles de energía de los electrones son mayores cuando están más alejados de la corteza, pero debido a sus cargas, los electrones también pueden influir en los niveles de energía de los otros electrones. Normalmente los círculos del medio se llenan primero, pero puede haber excepciones debido a las repulsiones.

Los círculos se dividen en capas y subcapas, que se pueden numerar por cantidades.

Energía de la primera ionización

La energía de ionización es la energía que se requiere para hacer que un átomo libre o una molécula pierdan un electrón en el vacío. En otras palabras; la energía de ionización es una medida de la fuerza con la que un electrón se enlaza con otras moléculas. Esto involucra solamente a los electrones del círculo externo.

Energía de la segunda ionización

Aparte de la energía de la primera ionización, que indica la dificultad de arrancar el primer electrón de un átomo, también existe la medida de energía par ala segunda ionización. Esta energía de la segunda ionización indica el grado de dificultad para arrancar el segundo átomo.

También existe la energía de la tercera ionización, y a veces incluso la de la cuarta y quinta ionizaciones.

Potencial estándar

El potencial estándar es el potencial de una reacción redox, cuando está en equilibrio, con respecto al cero. Cuando el potencial estándar supera al cero, tenemos una reacción de oxidación. Cuando el potencial estándar supera al cero, tenemos una reacción de reducción. El potencial estándar de los electrones se expresa en voltios (V), mediante el símbolo V0.

Análisis de los elementos de la tabla periódica

Grupo I a: los metales alcalinos

Los metales alcalinos, litio ( li ), sodio ( na ), potasio ( k ), rubidio ( rb ), cesio ( cs ) y francio ( fr ), son metales blandos de color gris plateado que se pueden cortar con un cuchillo. Presentan densidades muy bajas y son buenos conductores de calor y la electricidad; reaccionan de inmediato con el agua, oxigeno y otras substancias químicas, y nunca se les encuentra como elementos libres ( no combinados) en la naturaleza. Los compuestos típicos de los metales alcalinos son solubles en agua y están presentes en el agua de mar y en depósitos salinos. Como estos metales reaccionan rápidamente con él oxigeno, se venden en recipientes al vació, pero por lo general se almacenan bajo aceite mineral o queroseno. En este grupo los más comunes son el sodio y el potasio.

Grupo II a: los metales alcalinotérreos

Entre los elementos del grupo II a. Se encuentran el berilio ( be ), magnesio ( Mg ), calcio ( ca ), estroncio ( sr ), bario ( ba ) y el radio ( ra ). Estos metales presentan puntos de fusión más elevados que los del grupo anterior, sus densidades son todavía mas bajas, pero son algo mas elevadas que la de los metales alcalinos comparables. Son menos reactivos que los metales alcalinos. Todos los metales alcalinotérreos poseen dos electrones de valencia y forman iones con doble carga positiva ( 2 + ).

El calcio ocupa el quinto lugar en abundancia; alrededor del 4 % de la corteza terrestre es calcio o magnesio. El carbonato de calcio es el compuesto que forma la greda, la piedra caliza y la calcita. La cal, el cemento, los huesos y los depósitos de conchas marinas son ricos en calcio. El magnesio metálico se emplea para polvo de iluminación instantánea, bombillas fotográficas, y en aleaciones de aluminio, en especial para aviones y proyectiles. Casi todo el " agua dura "contiene iones calcio y magnesio, el berilio es costoso, pero las aleaciones de este metal se emplean en herramientas que no producen chispas, en resortes y electrodos para soldadura por puntos. El berilio y sus compuestos son tóxicos. Los compuestos de bario son extensamente en pigmentos blancos. El radio es radiactivo.

 Grupo III a:

 El primer elemento del grupo III a es el boro ( b ), un metaloide con un punto de fusión muy elevado y en el que predominan las propiedades no metálicas. Los otros elementos que comprenden este grupo son: aluminio ( al ), galio ( ga ), indio ( in ), y talio (tl ), que forman iones con una carga triple positiva ( 3 + ). La densidad y las características metálicas aumentan conforme se incrementa él número atómico de este grupo.

El boro no sé encuentra libre en la naturaleza, pero es el elemento fundamental del bórax. Este compuesto se emplea como suavizante de agua y en agente de limpieza. Desde el punto de vista químico, el boro se comporta mas como el metaloide silicio que como el aluminio metálico.

El aluminio se encuentra adyacente a dos metaloides en la tabla periódica, pero en sus propiedades predominan las de tipo metálico. El aluminio es un buen conductor de calor y la electricidad, y es un metal dúctil que se emplea en alambres ligeros. Es el metal que más abunda en la corteza terrestre ( 8 %), pero es demasiado activo para encontrarse libre en la naturaleza. Se utiliza por ejemplo en aeronaves, alambre de transmisión eléctrica, motores, automóviles, utensilios de cocina, pigmentos para pinturas y papel aluminio.

El galio se funde a 29.8  c, solo un poco arriba de la temperatura ambiente, la demanda de este metal va en aumento; tiene aplicaciones nuevas en semiconductores de estado sólido para computadores y celdas solares. El indio es muy blando; entre otras cosas, se emplea en transistores y recubrimientos de espejos. El talio y sus compuestos son tóxicos.

Grupo IV a: la familia del carbono.

El carácter metálico aumenta de arriba hacia abajo en el caso de los elementos carbono ( c), silicio ( si ), germanio ( ge ), estaño ( sn ), y plomo ( pb ). Las diferencias en la posición cristalina de los átomos de carbono explican la dureza resbaladiza del grafito negro. A las formas distintas de un mismo elemento, como estas, se les llama alótropos. A mediados de la década de 1980 sé descubrió una nueva forma alotrópica del carbono, con 60 átomos dispuestos en un patrón

parecido a la superficie de un balón de fútbol soccer a estas esferas de carbono 60 se les suele dar el nombre de buckybolas. El carbono vegetal es una forma alotrópica no cristalina ( o quizás microcristalina) del carbono; no presenta un patrón atómico definido. Además de los dos óxidos de este elemento, dióxido de carbono ( co2 ) y monóxido de carbono (co) el carbón esta presente en mas de 8 millones de compuestos. Entre los compuestos orgánicos ( que contienen carbono) están las sustancias naturales presentes en todos los seres vivos. Todos los productos del petróleo y los sintéticos que van de los plásticos a las fibras y medicamentos, son también compuestos orgánicos.

El silicio, el segundo miembro de este grupo, es un metaloide en el que predominan las propiedades no metálicas. Es el segundo elemento más abundante en la corteza terrestre ( 26%) pero no se encuentra como elemento libre, la arena de cuarzo, que es dióxido de silicio, se emplea en la producción de vidrio y cemento. El silicio posee un lustre metálico gris. Este metaloide ha ejercido un impacto enorme en la tecnología moderna, pues se emplea silicio extremadamente puro en la manufactura de semiconductores y chips de computadora. El carborundo es carburo de silicio, un compuesto de silicio y carbono que se utiliza en herramientas de corte y esmerilado. El germanio es también un semiconductor metaloide y participa en miles de aplicaciones electrónicas.

 Grupo V a:

Entre los elementos del grupo v a están los no metales nitrógeno (n) y fósforo (p) , los metaloides arsénico (as) y antimonio ( sb), y el metal pesado bismuto (bi). Como se ve, en este grupo hay un cambio total en apariencia y propiedades de arriba hacia abajo.

El nitrógeno gaseoso diatómico ( n2 ) constituye el 78 % del aire en volumen. Tanto el nitrógeno como el fósforo son fundamentales para la vida. El nitrógeno es un elemento indispensable para los aminoácidos que componen todas las proteínas. Las moléculas de nitrógeno del aire no son muy reactivas, pero ciertas bacterias del suelo pueden " fijar" el nitrógeno al convertir el elemento en amoniaco, que en esa forma puede ser incorporado por las raíces de las plantas. En escala industrial, el nitrógeno y el hidrógeno gaseosos se combinan para producir amoniaco gaseoso, nh3 que se utiliza como fertilizante y también en la manufactura de acido nítrico y diversos explosivos.

El fósforo es un solidó reactivo que no se encuentra libre en la naturaleza. Una de las formas alotrópicas del fósforo es un material rojo púrpura no cristalino que alguna vez se utilizo para fabricar cerillas. Otra forma alotrópica, de formula p4

presentan una apariencia cerosa cristalina de color amarillento y es preciso mantenerla bajo el agua para evitar su combustión espontánea con el oxigeno del aire. El fósforo se emplea en la fabricación de cerillas, bombas de humo, balas trazadoras plaguicidas y otros muchos productos. Este elemento es fundamental para todas las células vegetales y animales.

El arsénico es un metaloide en el que predominan las propiedades no metálicas. Tanto el elemento como sus compuestos son tóxicos, en parte porque el primero puede imitar casi por completo el comportamiento químico del fósforo, pero el arsénico es incapaz de funcionar como el fósforo en los tejidos vivos, y tiene resultados letales. Ciertos insecticidas y funguicidas agrícolas contienen arsénico. El elemento también se utiliza en aplicaciones de semiconductores e en laceres.

El antimonio es un metaloide en el que predominan las propiedades metálicas. El elemento es quebradizo y escamoso, con lustre metálico. Se emplea para aumentar la dureza del plomo destinado a las baterías de automóvil, en cubiertas para cable y en balas trazadoras. Ciertos compuestos de antimonio se usan en pigmentos para pinturas , en esmaltes cerámicos y en agentes para incombustibilizar.

El bismuto es el único metal verdadero en este grupo. Se utiliza para hacer aleaciones como el peltre, y aleaciones de bajo punto de fusión que se emplean en fusibles eléctricos y sistemas de aspersión contra incendios. Ciertos compuestos de bismuto se usan en polvos faciales y cosméticos.

Grupo VI a:

Los elementos del grupo vi a, conocidos como la familia del grupo del oxigeno, comprenden al oxigeno (o), azufre (s), selenio (se), telurio (te) y polonio (po). Aunque todos ellos tienen seis electrones de valencia, sus propiedades varían de no metálicas a metálicas en cierto grado, conforme aumenta el número atómico.

El oxigeno gaseoso, o2 es fundamental para la vida; es necesario para quemar los combustibles fósiles y obtener así energía, y se requiere durante el metabolismo urbano para quemar carbohidratos. En ambos procesos, los productos secundarios son dióxido de carbono y agua. El oxigeno constituye el 21 % en volumen del aire y el 49.5 % en peso de la corteza terrestre.

La otro forma alotrópica del oxigeno es el ozono, cuya formula es o3 es mas reactivo que el oxigeno ordinario y se puede formar a partir de oxigeno en un arco eléctrico, como el descargador a distancia de un motor eléctrico, también se puede producir ozono por la acción de la luz ultravioleta sobre el oxigeno; esto explica el aroma " fresco del aire durante las tormentas eléctricas".

El azufre es el segundo elemento no metal del grupo. A temperatura ambiente es un solidó amarillo pálido que se encuentra libre en la naturaleza. Lo conocían los antiguos y se le menciona en el libro del génesis como piedra de azufre. Las moléculas de azufre contienen ocho átomos de azufre conectados a un anillo; su formula es s8 . El azufre tiene una importancia especial en la manufactura de neumáticos de hule y acido sulfúrico, h2so4 . Otros compuestos de azufre son importantes para blanquear frutos y granos.

El selenio es un no metal que presenta interesantes propiedades y usos. La conductividad de este elemento aumenta con la intensidad de la luz. A causa de esta fotoconductividad, el selenio se ha utilizado en los medidores de luz para cámaras fotográficas y en fotocopiadoras, pero la preocupación que origina su toxicidad ha hecho que disminuya su uso. El selenio también puede convertir la corriente eléctrica alterna en corriente directa; se ha utilizado en rectificadores, como los convertidores que se usan en los radios y grabadores portátiles, y en herramientas eléctricas recargables. El color rojo que el selenio imparte al vidrio lo hace útil en la fabricación de lentes para señales luminosas.

El telurio, tiene aspecto metálico, pero es un metaloide en el que predominan las propiedades no metálicas. Se emplea en semiconductores y para endurecer las placas de los acumuladores de plomo y el hierro colado. Se presenta en la naturaleza en diversos compuestos, pero no es abundante. El polonio es un elemento radiactivo poco común que emite radiación alfa y gama; su manejo es muy peligroso. Los usos de este elemento se relacionan con su radiactividad, y

fue descubierto por Marie curie, quien le dio este nombre en honor a su natal Polonia.

Grupo VII a: los halógenos.

Comprenden el fluor (f), cloro (cl), bromo (br), yodo (i), y astatino (at). El nombre de la familia halógeno proviene de las palabras griegas que significan " formadores de sales". Cada átomo de halógeno tiene siete electrones de valencia. Como elementos, los halógenos son todos diatomicos, tienen dos a tomos por molécula y son demasiado reactivos como para encontrarse libres en la naturaleza.

El primer halógeno, el fluor es un gas amarillo pálido, que es el elemento con más carácter no metálico de todos. Tienen una fuerte tendencia a ganar un electrón para formar iones fluoruro, f . Tanto la madera como el hule arden en forma espontánea en fluor gaseoso. El fluor se emplea en la producción de compuestos con carbono llamados fluoro carbonos, como el freon-12, ccl2f2 , que se utiliza como refrigerante en aparatos de aire acondicionado. El teflón es un fluoro carbono que es un polímero; tiene unidades moleculares de dos átomos de carbono y cuatro átomos de fluor que se repiten miles de veces en largas cadenas. Los compuestos de fluor también se utilizan para prevenir la caries dental y en ciertos lubricantes.

El cloro es un gas amarillo verdoso de olor irritante, que reacciona con casi todos los elementos. En concentraciones elevadas es muy venenoso, pero es bajas concentraciones puede salvar vidas: se emplea para purificar el agua potable, se emplea en la producción de papel, textiles, blanqueadores, medicamentos, insecticidas, pinturas, plásticos y muchos otros productos de consumo.

El bromo es el único elemento no metálico que es líquido a temperatura ambiente. Este líquido reactivo de color rojo sangre con un vapor rojo, es picante y venenoso; se debe manejar con extremo cuidado. El elemento se obtiene principalmente procesando salmuera extraída de los pozos de Arkansas y Michigan. También se puede obtener bromo del agua de mar, pero esto ya no constituye una fuente importante del elemento. El bromo se utiliza en la producción de sustancias químicas para fotografía, colorantes y retardantes de flama, y en la manufactura de una amplia variedad de otras sustancias químicas, incluso productos farmacéuticos.

A temperatura ambiente el yodo es un solidó cristalino de color gris metálico. Cuando se calienta, el yodo solidó se sublima, es decir se transforma, directamente del estado solidó al gaseoso sin pasar por el estado liquido. El vapor de yodo presenta un hermoso color violeta brillante. El yodo que es menos abundante que otros halógenos, se obtiene de pozos de salmuera que hay en los campos petroleros de California y luisiana. El elemento esta presente también en ciertos vegetales marinos, como las algas, los compuestos de yodo se utilizan en productos químicos para fotografía y también en ciertos medicamentos. El cuerpo humano necesita un poco de yodo para elaborar la hormona tiroxina.

Todos los isótopos del astatino son radioactivos. Se cree que la cantidad total de este elemento, existe en la corteza terrestre, es menor que 30 gr. (una onza). Muestras minúsculas de este inestable elemento se sintetizaron por primera vez en la universidad de California, berkeley, en 1940.

Grupo VIII a: los gases nobles.

Esta familia incluye al helio (he), neon (ne), argon (ar), criptón (kr), xenón (xe) y radon (rn). Los gases nobles existen en forma de átomos gaseosos monoatómicos (solos) que no tienden a participar en reacciones con otros elementos.

Todos los gases nobles poseen un nivel energético externo lleno por completo de electrones (dos en el helio y ocho en todos los demás). Esta distribución estable de electrones explica la naturaleza no reactiva de estos elementos. Alrededor del 1 % de la atmósfera de la tierra es argon, y los otros gases nobles están presentes en cantidades muy pequeñas. A excepción del helio, que se extrae de pozos de gas natural, estos elementos se separan del aire licuado.

Durante la década de 1890, el químico escoses sir William ramsey y sus colaboradores, descubrieron la existencia de todos estos elementos excepto el helio y el radon. Cunado janssen, astrónomo, empleaba un espectroscopio par estudiar un eclipse de sol en 1868, observo una nueva línea en el espectro. Se concluyo que el sol tenía un elemento aun no descubierto que mas tarde recibió el nombre de helio, derivado de la palabra griega Helios, que significa el " sol". El primer descubrimiento de la presencia de helio en la tierra tuvo lugar en 1895, cuando ramsey encontró una muestra de mineral de uranio producía helio gaseoso. El radon es un gas radioactivo descubierto en 1900 por friedrich dorn, físico quien encontró que se producía este elemento durante la descomposición radioactiva del elemento radio.

Debido a su baja densidad u naturaleza no inflamable, el helio se utiliza para inflar globos y dirigibles (zeppelines), y para mantener bajo presión el combustible líquido de los cohetes saturno. La propiedad que distingue a los gases nobles como grupo, es su calidad de "inertes". Por ejemplo, el helio y el argon se emplean en la soldadura del arco y en procesos metalúrgicos, para evitar la reacción de los materiales con el oxigeno y el nitrógeno del aire. Las bombillas de luz y los tubos fluorescentes se llenan con una mezcla de argon y nitrógeno, que provee una atmósfera inerte para prolongar la vida del filamento. El criptón es más costoso, pero se utiliza para aumentar la eficiencia y brillantes de ciertas bombillas de lámpara de mano y de aditamentos de destello electrónico que se emplea en fotografía. La brillante luz naranja-rojiza de los anuncios de neon se produce cuando se hace pasar una corriente eléctrica a través de un tubo que contiene gas neon a baja presión. La naturaleza no reactiva de los gases nobles los hace muy valiosos.

Metales de transición.

Los metales de transición se localizan en la parte central de la tabla periódica y se les identifica con facilidad mediante un número romano seguido de la letra "b" en muchas tablas. No hay que olvidar, sin embargo, que ciertas tablas periódicas emplean un sistema distinto de rótulos , en el que los primeros grupos de metales de transición están marcados como grupos "a" y los dos últimos grupos de metales de transición se identifican como grupos "b". Otras tablas no emplean la designación de "a" o "b".

En general, las propiedades de los metales de transición son bastantes similares. Estos metales son más quebradizos y tienen puntos de fusión y ebullición mas elevados que los otros metales. Las densidades, puntos de fusión y puntos de ebullición de los metales de transición aumentan primero y luego disminuyen dentro de cada periodo, conforme aumenta el número atómico. Esta tendencia es más notoria en los metales de transición del sexto periodo. Los metales de transición son muchos menos reactivos que los metales alcalinos y

alcalinotérreos. Así, aunque los metales alcalinos, como el sodio o el potasio, nunca se encuentran libres en la naturaleza, si se ha podido encontrar muestras relativamente puras de varios metales de transición, como oro, plata, hierro y manganeso.

Los metales de transición pueden perder dos electrones de valencia del subnivel S más externo, además de electrones d retenidos con poco fuerza en el siguiente nivel energético mas bajo. Así un metal de transición en particular, puede perder un número variable de electrones para formar iones positivos con cargas distintas. Por ejemplo, el hierro pueden formar el Ion fe2+ o el Ion fe3+ se dice que el hierro tienen números de oxidación +2 y +3. Muchos compuestos de metales de transición presentan un colorido brillante gracias a un número variable de electrones no apareados.

El cobre, la plata y el oro se les llaman metales de acuñación. Los tres son buenos conductores de calor y electricidad. El cobre tiene un color rojizo característico, que poco a poco se oscurece conforme reacciona el metal con el oxigeno y los compuestos de azufre del aire. El cobre se emplea de manera extensa en aplicaciones eléctricas, monedas, tubería para agua y en aleaciones muy conocidas como el latón, el bronce y la plata sterling.

La plata con un brillante lustre metálico, es el mejor conductor tanto de calor como de la electricidad. Se emplea en monedas, joyería, contactos eléctricos, circuitos impresos, espejos, baterías, y productos químicos para fotografía. El oro es el mas maleable y dúctil de los metales. Es blando, pero por lo general contiene cantidades pequeñas de otros metales para hacer aleaciones que son más resistentes. El oro no reacciona con el aire ni con la mayor parte de las sustancias químicas.

Entre otros metales de transición familiares están el cromo, hierro cobalto, níquel y zinc, del cuarto periodo de la tabla periódica. Estos metales se emplean mucho en diversas herramientas y en aplicaciones relacionadas. El hierro es el cuarto elemento más abundante y es el metal menos costoso. Las aleaciones del hierro, conocidas como acero, contienen cantidades pequeñas de metales como cromo, manganeso y níquel, que le dan resistencia, dureza y durabilidad. El hierro que esta cubierto con una delgada capa de zinc se dice que esta galvanizado. Algo así como la tercera parte de todo el zinc que se produce de emplea para galvanizar alambre, clavos y metal laminado. El zinc es importante en la producción de latón, pilas secas y fundiciones a troquel para objetos automotrices y de ferretería.

Metales de transición internos.

Las dos filas de la parte inferior de la tabla periódica se conocen como metales de transición internos. Localiza el lantano con el numero atómico 57. La serie de elementos que siguen al lantano (los elementos con número atómico del 58 al 71) se conocen como los lantánidos. Estos elementos tienen dos electrones externos en el subnivel 6s, más electrones adicionales en el subnivel 4f. De manera similar, la serie de elementos que siguen al actino (los elementos con número atómico del 90 al 103) se conocen como actínidos, que tienen dos electrones externos en el subnivel 7s, más electrones adicionales en el subnivel 5f. En el pasado, a los elementos de transición internos se les llamaba "tierras raras", pero esta no era una buena clasificación, pues la mayor parte no son tan raros como algunos otros elementos son, sin embargo muy difícil de separar.

Los lantánidos y actínidos poseen subniveles f parcialmente ocupados. Tienen propiedades tan similares que resulta difícil separarlos químicamente, aunque los métodos mas nuevos han permitido bajar los costos de purificación. Estos metales, a diferencia de los metales de transición, son blandos y maleables. Se emplean en piedras de encendedores de cigarrillos, lámparas de arco de carbono, laceres, agentes colorantes para el vidrio y compuestos que producen el intenso color rojo que se requiere para los cinescopios de televisión.

Elementos transuránicos.

El uranio, con el numero atómico 92, pertenece a la serie de los actínidos y tiene mas protones que cualquier otro elemento presente en la naturaleza. En 1940 se sintetizo un nuevo elemento con 93 protones en la universidad de California en berkeley. Este elemento, llamado neptunio, es el primer miembro de los elementos sintéticos con números atómicos mayores de 92. A estos elementos se les llama transuránicos, y todos ellos son radioactivos. El plutonio también se sintetizo en 1940; en la actualidad se produce como un producto secundario de reactores nucleares. Hasta ahora se han producido 16 elementos transuránicos; algunos de ellos son bastante estables, en tanto que otros sufren con facilidad una desintegración radioactiva. Los nombres de los elementos del 95 al 103 se derivaron de lugares y científicos importantes. Los elementos del 95, 97 y 98 recibieron su nombre en honor de América, berkeley y California, respectivamente. Los elementos con números atómicos 96, 99, 100, 101, 102, y 103 fueron bautizados, respectivamente , en honor a los curie, albert einstein, enrico fermi, mendeleev, alfred novel y ernest lawrence (inventor del ciclotrón). En 1994 se propuso formalmente que el elemento 106 se llamara seaborgio (sg) en honor de glenn t. Seaborg, por su trabajo con los elementos transuránicos.

El equipo que se requiere para producir nuevos elementos transuránicos se ha vuelto más complejo, pero no hay razón para dudar de que sinteticen elementos adicionales, o de que se encuentren nuevos usos para los elementos naturales y sintéticos.

Sustancias que disminuyen el ozono Mecanismo de destrucción del ozono Clorofluorocarburos (CFC) Hidroclorofluorocarburos (HCFC) Halones Bromuro de metilo (CH3Br) Tetracloruro de carbono (CCl4) Metil cloroformo (CH3CCl3)

Las Ozone-Depleting Substance(s) (ODS) o Substancias que disminuyen el ozono incluyen los CFCs, HCFCs, halones, bromuro de metilo, tetracloruro de carbono y metilcloroformo.

En general son substancias muy estables en la troposfera y que sólo se degradan en la estratosfera al ser sometidas a intensas radiaciones ultravioletas. Cuando se rompen sus moléculas se liberan átomos de cloro y bromo que son los que destruyen ozono estratosférico

Mecanismo de destrucción del ozono

Las substancias como los CFCs, y las otras que se citan, que disminuyen la capa de ozono no destruyen el ozono ellas directamente. Primero sufren fotólisis,

formando cloruro de hidrógeno (HCl) o nitrato de cloro (ClONO2), moléculas que tampoco reaccionan con el ozono directamente, pero que se descomponen lentamente dando, entre otras cosas, una pequeña cantidad de átomos de cloro (Cl) y de moléculas de monóxido de cloro (ClO) que son las que catalizan la destrucción del ozono.

Las reacciones envueltas en los procesos de destrucción son más de 100, pero se pueden simplificar en las siguientes:

Cl + O3 -----> ClO + O2

 ClO + O -----> Cl + O2

 Efecto neto:  O3 + O -----> 2 O2

El átomo de cloro actúa como catalizador, es decir, no es consumido en la reacción, por lo que destruye miles de moléculas de ozono antes de desaparecer. El átomo de bromo es aún más destructivo que el de cloro (unas 10 o 100 veces más). Por otro lado, junto a esto, las concentraciones de cloro son muy bajas en la estratosfera y las de bromo todavía menores. Clorofluorocarburos (CFC)

Son compuestos formados por cloro, fluor y carbono. Se suelen usar como refrigerantes, disolventes, y para la fabricación de plásticos esponjosos. Los más comunes son el CFC-11, CFC-12, CFC-113, CFC-114, y CFC-115 que tienen, respectivamente, un potencial de disminución del ozono de 1, 1, 0.8, 1, y 0.6.

Hidroclorofluorocarburos (HCFC)

Compuestos formados por H, Cl, F y C. Se están utilizando como sustitutos de los CFCs porque muchas de sus propiedades son similares y son menos dañinos para el ozono al tener una vida media más corta y liberar menos átomos de Cl. Sus potenciales de disminución del ozono están entre 0.01 y 0.1. Pero como siguen siendo dañinos para la capa de ozono se consideran sólo una solución provisional y su uso ha sido prohibido en los países desarrollados a partir del año 1930.

Halones.

Son compuestos formados por Br, F y C. Por su capacidad para apagar incendios se usan en los extintores, aunque su fabricación y uso está prohibido en muchos países por su acción destructora del ozono. Su capacidad de dañar la capa de ozono es muy alta porque contienen Br que es un átomo muchos más efectivo destruyendo el ozono que el Cl. Así, el halon 1301 y el halon 1211 tienen potenciales de destrucción del ozono de 13 y 4 respectivamente.

Nota: Técnicamente todos los compuestos que contienen C y F y/o Cl son halones, pero en muchas legislaciones halón significa únicamente las substancias extinguidoras de incendios con las características que hemos indicado arriba. 

Bromuro de metilo (CH3Br)

Es un pesticida muy eficaz que se usa para fumigar suelos y en muchos cultivos. Dado su contenido en Br daña la capa de ozono y tiene un potencial de destrucción del ozono de 0.6. En muchos países se han fijado fechas alrededor del 2000, a partir de las cuales estará prohibido su uso.

  Tetracloruro de carbono (CCl4)

Es un compuesto que ha sido muy utilizado como materia prima en muchas industrias, como por ejemplo, para fabricar CFCs y como disolvente. Dejó de usarse como disolvente cuando se descubrió que era cancerígeno. También se usa como catalizados en ciertos procesos en los que se necesita liberar iones cloro. Su potencial de reducción del ozono es 1.2

  Metil cloroformo (CH3CCl3)

Se usa como disolvente industrial y tiene un potencial de destrucción del ozono de 0.11

Miercoles 29 de Marzo de 2006              

MetalesAlcalinos

MetalesAlcalinoterreos

Metales detransicion

Lantanidos ActinidosOtros

MetalesNo Metales Gases Nobles

Grupo 1 2   3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18

  IA IIA   IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA

Periodo  

11H  

2He

23Li

4Be  

5B

6C

7N

8O

9F

10Ne

311Na

12Mg  

13Al

14Si

15P

16S

17Cl

18Ar

419K

20Ca  

21Sc

22Ti

23V

24Cr

25Mn

26Fe

27Co

28Ni

29Cu

30Zn

31Ga

32Ge

33As

34Se

35Br

36Kr

537Rb

38Sr  

39Y

40Zr

41Nb

42Mo

43Tc

44Ru

45Rh

46Pd

47Ag

48Cd

49In

50Sn

51Sb

52Te

53I

54Xe

655Cs

56Ba *

72Hf

73Ta

74W

75Re

76Os

77Ir

78Pt

79Au

80Hg

81Tl

82Pb

83Bi

84Po

85At

86Rn

787Fr

88Ra **

104Rf

105Db

106Sg

107Bh

108Hs

109Mt

110Uun

111Uuu

112Uub

113Uut

114Uuq

115Uup

116Uuh

117Uus

118Uuo

 

Lantanidos *57La

58Ce

59Pr

60Nd

61Pm

62Sm

63Eu

64Gd

65Tb

66Dy

67Ho

68Er

69Tm

70Yb

71Lu

Actinidos **89Ac

90Th

91Pa

92U

93Np

94Pu

95Am

96Cm

97Bk

98Cf

99Es

100Fm

101Md

102No

103Lr

       METALES ALCALINOS

 NOMBRE CESIO FRANCIO LITIO

Símbolo Cs Fr Li

Período 6 7 2

Grupo 1 1 1

Masa atómica 132,90545 (223) 6,941

Número atómico 55 87 3

Número de oxidación 1 1 1

Estado de agregación líquido líquido sólido

Estructura electrónica 2 - 8 - 18 - 18 - 8 - 1 2 - 8 - 18 - 32 - 18 - 8 - 1 2 - 1

Electronegatividad 0,79 0,7 1,0

Energía de 1º ionización (eV) 3,894 - 5,392

Isótopos (abundancia %) 133  (100) 223  (100)

6  (7,42)

7  (92,58)

 

NOMBRE POTASIO RUBIDIO SODIO

Símbolo K Rb Na

Período 4 5 3

Grupo 1 1 1

Masa atómica 39,0983 85,4678 22,989770

Número atómico 19 37 11

Número de oxidación 1 1 1

Estado de agregación sólido sólido sólido

Estructura electrónica 2 - 8 - 8 - 1 2 - 8 - 18  - 8 - 1 2 - 8  - 1

Electronegatividad 0,8 0,8 0,9

Energía de 1º ionización (eV) 4,341 4,177 5,139

Isótopos (abundancia %)

39  (93,078)85  (72,15)

23  (100)40  (0,0118)

87  (27,85)41  (6,9102)

 

NOMBRE BARIO BERILIO CALCIO

Símbolo Ba Be Ca

Período 6 2 4

Grupo 2 2 2

Masa atómica 137,327 9,012182 40,078

Número atómico 56 4 20

Número de oxidación 2 2 2

Estado de agregación sólido sólido sólido

Estructura electrónica 2 - 8 - 18 - 18 - 8 - 2 2 - 2 2 - 8  - 8 - 2

Electronegatividad 1,02 1,5 1,0

Energía de 1º ionización (eV) 5,212 9,322 6,113

Isótopos (abundancia %)

130  (0,101)

9  (100)

40  (96,9667)

132  (0,097)

42   (0,64)

134  (2,42)43 (0,145)

135  (6,59)

44    (2,06)

136  (7,81)

46  (0,0033)

137  (11,32)

48  (0,185)138  (71,662)

 

NOMBRE ESTRONCIO MAGNESIO RADIO

Símbolo Sr Mg Ra

Período 5 3 7

Grupo 2 2 2

Masa atómica 87,62 24,3050 (226)

Número atómico 38 12 88

Número de oxidación 2 2 2

Estado de agregación sólido sólido sólido

Estructura electrónica 2 - 8 - 18 - 8 - 2 2 - 8 -  2 2 - 8 - 18 - 32 - 18 - 8 - 2

Electronegatividad 1,0 1,2 0,9

Energía de 1º ionización (eV) 5,695 7,646 5,279

Isótopos (abundancia %)

84  (0,56)24  (78,60)

226  (100)

86    (9,86)

25   (10,11)

87  (7,02)

26    (11,29)88   (82,56)

   

ELEMENTOS DE TRANSICION

 NOMBRE ACTINIO ESCANDIO ITRIO LANTANO

Símbolo Ac Sc Y La

Período 7 4 5 6

Grupo 3 3 3 3

Masa atómica (227) 44,955910 88,90585 138,9055

Número atómico 89 21 39 57

Número de oxidación 3 3 3 3

Estado de agregación sólido sólido sólido sólido

Estructura electrónica2 - 8 - 18 - 32 - 18 - 9 -

22 - 8  - 9 - 2 2 - 8 - 18 - 9 - 2 2 - 8 - 18 - 18 - 9 - 2

Electronegatividad 1,1 1,3 1,2 1,17

Energía de 1º ionización (eV)

6,9 6,54 6,38 5,577

Isótopos     (abundancia %) 227 (100) 45  (100) 89  (100)

139  (99,911)

138  (0,089)

 

NOMBRE CIRCONIO HAFNIO TITANIO

Símbolo Zr Hf Ti

Período 5 6 4

Grupo 4 4 4

Masa atómica 91,224 178,49 47,867

Número atómico 40 72 22

Número de oxidación 4 4 2 ; 3 ; 4

Estado de agregación sólido sólido sólido

Estructura electrónica 2 - 8 - 18 - 10 - 2 2 - 8 - 18 - 32 - 10 - 2 2 - 8 - 10 - 2

Electronegatividad 1,4 1,3 1,5

Energía de 1º ionización (eV) 6,84 7,2 6,82

Isótopos (abundancia %)

90  (51,46)174  (0,16)

46  (8,25)

176 (5,26)

91   (11,23) 47   (7,44)

177 (18,60)

92  (17,11) 48  (73,72)

178  (27,28)

94   (17,40) 49  (5,41)

179  (13,62)

96  (2,80) 50  (5,18)180  (35,08)

 

NOMBRE NIOBIO TANTALIO VANADIO

Símbolo Nb Ta V

Período 5 6 4

Grupo 5 5 5

Masa atómica 92,90638 180,9479 50,9415

Número atómico 41 73 23

Número de oxidación 3 ;  5 5 2 ; 3 ; 4 ; 5

Estado de agregación sólido sólido sólido

Estructura electrónica 2 - 8 - 18 - 12 - 1 2 - 8 - 18 - 32 - 11 - 2 2 - 8 - 11 - 2

Electronegatividad 1,6 1,54 1,6

Energía de 1º ionización (eV) 6,88 7,89 6,74

Isótopos (abundancia %) 93  (100)

180  (0,0123) 50  (0,24)

181   (99,9877) 51   (99,76)

 

NOMBRE CROMO MOLIBDENO WOLFRAMIO

Símbolo Cr Mo W

Período 4 5 6

Grupo 6 6 6

Masa atómica 51,9961 95,94 183,84

Número atómico 24 42 74

Número de oxidación 2 ; 3  ; 6 2 ; 3 ; 4 ; 5 ; 6 2 ; 3 ; 4 ; 5 ; 6

Estado de agregación sólido sólido sólido

Estructura electrónica 2 - 8  - 12 - 2 2 - 8 - 18 - 13 -  1 2 - 8 - 18 - 32 - 12 - 2

Electronegatividad 1,6 1,8 1,7

Energía de 1º ionización (eV) 6,766 7,099 7,98

Isótopos (abundancia %)

50  (4,31)92 (15,86)

180  (0,135)

94  (9,12)

52   (83,76)182  (26,415)

95  (15,70)

96 (16,50) 183  (14,42)

53  (9,55) 97 (9,45)184   (30,63)

98  (23,75)

54  (2,38) 186 (28,4)100   (9,62)

 

NOMBRE MANGANESO RENIO TECNECIO

Símbolo Mn Re Tc

Período 4 6 5

Grupo 7 7 7

Masa atómica 54,938049 186,207 (98)

Número atómico 25 75 43

Número de oxidación 2 ; 3 ; 4 ; 6 ; 7 - 1 ; 2 ; 4 ; 6 ; 7 7

Estado de agregación sólido sólido sólido

Estructura electrónica 2 - 8  - 13 - 2 2 - 8 - 18 - 32 - 13 -  2 2 - 8 - 18 - 14 -  1

Electronegatividad 1,5 1,9 1,9

Energía de 1º ionización (eV) 7,435 7,88 7,28

Isótopos (abundancia %) 55  (100)

185  (37,07)

?

187   (62,93)

 

NOMBRE HIERRO OSMIO RUTENIO

Símbolo Fe Os Ru

Período 4 6 5

Grupo 8 8 8

Masa atómica 55,845 190,23 101,07

Número atómico 26 76 44

Número de oxidación 2 ; 3 2 ; 3 ; 4 ; 6 ;  8 2 ; 3 ; 4 ; 6 ;  8

Estado de agregación sólido sólido sólido

Estructura electrónica 2 - 8  - 14 - 2 2 - 8 - 18 - 32 - 14 -  2 2 - 8 - 18 - 15 -  1

Electronegatividad 1,8 2,2 2,2

Energía de 1º ionización (eV) 7,870 8,70 7,37

Isótopos (abundancia %)

54  (5,84)

184  (0,018)96  (5,57)

186 (1,59) 98  (1,91)

56  (91,68) 99  (12,72)187  (1,64)

188  (13,3) 100  (12,7)

57  (2,17) 101 (17,0)189 (16,1)

190  (26,377) 102  (31,6)

58  (0,31)104   (18,5)

192   (40,975)

 

NOMBRE COBALTO IRIDIO RODIO

Símbolo Co Ir Rh

Período 4 6 5

Grupo 9 9 9

Masa atómica 58,933200 192,217 102,90550

Número atómico 27 77 45

Número de oxidación 2 ; 3 2 ; 3 ; 4 ; 6 2 ; 3 ; 4

Estado de agregación sólido sólido sólido

Estructura electrónica 2 - 8  - 15 - 2 2 - 8 - 18 - 32 - 17 2 - 8 - 18 - 16 -  1

Electronegatividad 1,8 2,2 2,28

Energía de 1º ionización (eV) 7,86 9,1 7,46

Isótopos (abundancia %) 59  (100)

191 (38,5)

103  (100)

193  (61,5)

 

NOMBRE NÍQUEL PALADIO PLATINO

Símbolo Ni Pd Pt

Período 4 5 6

Grupo 10 10 10

Masa atómica 58,6934 106,42 195,078

Número atómico 28 46 78

Número de oxidación 2 ; 3 2 ; 4 2 ; 4

Estado de agregación sólido sólido sólido

Estructura electrónica 2 - 8  - 16 - 2 2 - 8 - 18 - 18 2 - 8 - 18 - 32 - 17 -  1

Electronegatividad 1,8 2,20 2,7

Energía de 1º ionización (eV) 7,635 8,34 9,0

Isótopos (abundancia %)

58  (68,0769)

102  (0,96)190  (0,0127)

104 (10,97)

192 (0,78)

60  (26,2231)

105  (22,21)

194  (32,9)61  (1,1399)

106  (27,33)195  (33,9)

62  (3,6345)

196 (25,2073)

108 (26,73)

64   (0,9256)198  (7,20)

110  (11,8)

NOMBRE COBRE ORO PLATA

Símbolo Cu Au Ag

Período 4 6 5

Grupo 11 11 11

Masa atómica 63,546 196,96655 107,8682

Número atómico 29 79 47

Número de oxidación 1 ; 2 1 ; 3 1

Estado de agregación sólido sólido sólido

Estructura electrónica 2 - 8  - 18 - 1 2 - 8 - 18 - 32 - 18 - 1 2 - 8 - 18 - 18 -  1

Electronegatividad 1,9 2,4 1,9

Energía de 1º ionización (eV) 7,726 9,225 7,576

Isótopos (abundancia %)

63  (69,1)

197  (100)

107  (51,35)

65   (30,9) 109(48,65)

 

NOMBRE CADMIO CINC MERCURIO

Símbolo Cd Zn Hg

Período 5 4 6

Grupo 12 12 12

Masa atómica 112,411 65,39 200,59

Número atómico 48 30 80

Número de oxidación 2 2 1 ; 2

Estado de agregación sólido sólido líquido

Estructura electrónica 2 - 8  - 18 - 18 - 2 2 - 8 - 18 - 2 2 - 8 - 18 - 32 - 18 - 2

Electronegatividad 1,69 1,65 1,9

Energía de 1º ionización (eV) 8,993 9,394 10,437

Isótopos (abundancia %)

106  (1,25)64  (48,89)

196  (0,146)

198  (10,02)108 (0,89)

66 (27,82)

110  (12,49)

199  (16,834)

67  (4,11)

111 (12,80)

200  (23,13)

112  (24,13)

201 (13,22)

113 (12,22)

68   (18,56)

202  (29,8)114  (28,73)

70  (0,62)116  (7,49)

204   (6,85)

   

GRUPOS 13 a 17

 NOMBRE ALUMINIO BORO GALIO INDIO TALIO

Símbolo Al B Ga In Tl

Período 3 2 4 5 6

Grupo 13 13 13 13 13

Masa atómica 26,981538 10,811 69,723 114,818 204,3833

Número atómico 13 5 31 49 81

Número de oxidación 3 3 3 3 1 ; 3

Estado de agregación sólido sólido líquido sólido sólido

Estructura electrónica 2 - 8 - 3 2 - 32 - 8 - 18 -

32 - 8 - 18 - 18 -

32 - 8 -  18 - 32 - 18 - 3

Electronegatividad 1,61 2,0 1,81 1,78 1,8

Energía de 1º ionización (eV)

5,986 8,298 5,999 5,786 6,108

Isótopos (abundancia %) 27  (100)

10  (18,66) 69  (60,2) 113  (4,33) 203  (29,50)

11  (81,34) 71  (39,8) 115  (95,67) 205  (70,50)

NOMBRE CARBONO ESTAÑO GERMANIO PLOMO SILICIO

Símbolo C Sn Ge Pb Si

Período 2 5 4 6 3

Grupo 14 14 14 14 14

Masa atómica 12,0107 118,710 72,61 207,2 28,0855

Número atómico 6 50 32 82 14

Número de oxidación -2 ; 2 ; 4 2 ; 4 4 2 ; 4 4

Estado de agregación sólido sólido sólido sólido Sólido

Estructura electrónica 2 - 4 2 - 8- 18 - 18 - 4 2 - 8 - 18 - 42 - 8 - 18 - 32 - 18 -

42 - 8 - 4

Electronegatividad 2,5 1,8 2,01 1,8 1,90

Energía de 1º ionización (eV)

11,260 7,344 7,899 7,289 8,151

Isótopos (abundancia %)

12  (98,892)

112  (0,95)

70  (20,55)204  (1,40)

28  (92,17)114  (0,65)

115  (0,34)

72   (27,37)

206  (25,2)116  (14,24)

29  (4,71)

117  (7,57)

73  (7,67)

13   (1,108)

118  (24,01)

207  (21,7)119  (8,58)

74  (36,74)

120  (32,97)

30  (3,12)208  (51,7)

122  (4,71)

76 (7,67)

124  (5,98)

 

NOMBRE ANTIMONIO ARSENICO BISMUTO FÓSFORO NITRÓGENO

Símbolo Sb As Bi P N

Período 5 4 6 3 2

Grupo 15 15 15 15 15

Masa atómica 121,760 74,92160 208,98038 30,973761 14,00674

Número atómico 51 33 83 15 7

Número de oxidación -3 ; 3 ; 5 -3 ; 3 ; 5 3 ; 5 -3 ; 3 ; 5 -3 ; 3 ; 5

Estado de agregación Sólido sólido sólido sólido gaseoso

Estructura electrónica 2 - 8 - 18 - 18 - 5 2 - 8 - 18 - 52 - 8 - 18 - 32 - 18 -

52 - 8 - 5 2 - 5

Electronegatividad 1,9 2,0 1,9 2,19 3,05

Energía de 1º ionización (eV)

8,641 9,81 7,416 10,486 14,534

Isótopos (abundancia %)

121  (57,25)

75  (100) 209  (100) 31  (100)

14  (99,635)

123  (42,75) 15  (0,365)

 

NOMBRE AZUFRE OXÍGENO POLONIO SELENIO TELURIO

Símbolo S O Po Se Te

Período 3 2 6 4 5

Grupo 16 16 16 16 16

Masa atómica 32,066 15,9994 (209) 78,96 127,60

Número atómico 16 8 84 34 52

Número de oxidación -2 ; 4 ; 6 -2 6 -2 ; 4 ; 6 -2 ; 4 ; 6

Estado de agregación sólido gaseoso sólido sólido sólido

Estructura electrónica 2 - 8 - 6 2 - 6 2 - 8 - 18 - 32 - 18 - 6 2 - 8 - 18 - 6 2 - 8 - 18 - 18 - 6

Electronegatividad 2,5 3,5 2,0 2,4 2,1

Energía de 1º ionización (eV) 10,360 13,618 8,42 9,752 9,009

Isótopos (abundancia %) 32  (95,018) 16  (99,759) 210  (100) 74  (0,87) 120 (0,089)

122  (2,46)

33  (0,750)

76 (9,02)

123  (0,87)

17  (0,037)

77  (7,58)

124   (4,61)

34  (4,215)

78 (23,52)

125  (6,99)

126  (18,71)

18  (0,204)

80  (49,82)

128   (31,786)

36   (0,017) 82 (9,19)

130   (34,485)

 

NOMBRE ASTATO BROMO CLORO FLÚOR IODO

Símbolo At Br Cl F I

Período 6 4 3 2 5

Grupo 17 17 17 17 17

Masa atómica (210) 79,904 35,4527 18,9984032 126,90447

Número atómico 85 35 17 9 53

Número de oxidación -1 ; 1 ; 3 ; 5 ; 7 -1 ; 1 ; 3 ; 5 ; 7 -1 ; 1 ; 3 ; 5 ; 7 -1 -1 ; 1 ; 3 ; 5 ; 7

Estado de agregación sólido líquido gaseoso gaseoso sólido

Estructura electrónica2 - 8 - 18 - 32 - 18 -

72 - 8 - 18 - 7 2 - 8 - 7 2 - 7

2 - 8 - 18 - 18 - 7

Electronegatividad 2,2 2,8 3,0 3,98 2,5

Energía de 1º ionización (eV)

- 11,814 12,967 17,422 10,451

Isótopos (abundancia %) 210  (100)

79  (50,56) 35  (75,53)

19  (100) 127  (100)

81   (49,44) 37   (24,47)

 

 

 

GASES INERTES

 NOMBRE ARGÓN HELIO KRIPTÓN

Símbolo Ar He Kr

Período 3 1 4

Grupo 18 18 18

Masa atómica 39,948 4,002602 83,80

Número atómico 18 2 36

Número de oxidación - - -

Estado de agregación gaseoso gaseoso gaseoso

Estructura electrónica 2 - 8 - 8 2 2 - 8 - 18 - 8

Electronegatividad - - -

Energía de 1º ionización (eV) 15,759 24,587 13,999

Isótopos (abundancia %) 36  (0,337) 4  (100) 78 (0,384)

80   (2,27)

38  (0,063)

82 (11,56)

83  (11,55)

40 (99,600)

84  (56,883)

86 (17,353)

 

NOMBRE NEÓN RADÓN XENÓN

Símbolo Ne Rn Xe

Período 2 6 5

Grupo 18 18 18

Masa atómica 20,1797 (222) 131,29

Número atómico 10 86 54

Número de oxidación - - -

Estado de agregación gaseoso gaseoso gaseoso

Estructura electrónica 2 - 82 - 8 - 18 - 32 - 18 -

82 - 8 - 18 - 18 - 8

Electronegatividad - - -

Energía de 1º ionización (eV) 21,564 10,748 12,130

Isótopos (abundancia %)

20  (90,48)

222  (100) 124  (0,096)

126  (0,090)

128 (1,919)

21  (0,27) 129 (26,435)

130 (4,08)

131 (21,18)

22  (9,25)

132  (26,89)

134  (10,44)

136  (8,87)

 GASES

NOMBRE CLORO FLUOR HIDRÓGENO NITRÓGENO OXÍGENO

Símbolo Cl F H N O

Período 3 2 1 2 2

Grupo 17 17 1 15 16

Masa atómica 35,4527 18,9984032 1,00794 14,00674 15,9994

Número atómico 17 9 1 7 8

Número de oxidación -1 ; 1 ; 3 ; 5 ; 7 -1 1 -3 ; 3 ; 5 -2

Estado de agregación gaseoso gaseoso gaseoso gaseoso gaseoso

Estructura electrónica 2 - 8 - 7 2 - 7 1 2 - 5 2 - 6

Electronegatividad 3 3,98 2,1 3,05 3,50

Energía de 1º ionización (eV) 12,967 17,422 13,598 14,534 13,618

Isótopos (abundancia %)

35  (75,53)

19 (100)

1  (99,9855) 14  (99,635)16  (99,759)

17  (0,037)

37  (24,47) 2  (0,0145) 15  (0,365)18  (0,204)