UN BREVE VISTAZO A LA TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS

John Pimienta

A medida que se fueron descubriendo los elementos, aparecía el problema de ordenarlos y clasificarlos, así, los antecedentes de la tabla periódica se basaron en un orden establecido mediante las masas atómicas, con la carencia de no poder distinguir claramente las diferencias y semejanzas entre aquellos elementos.

De qué manera pudo el hombre llegar a comprender cómo las sustancias más simples del Universo podían ordenarse, agruparse e incluso, llegar a predecir cuáles faltaban por descubrir, trata este capítulo. La actividad científica no es fruto de la casualidad, menos del quehacer de un solo científico por bueno que sea; si bien los hay que han dado un gran impulso al conocimiento, nunca podrán presumir de qué no partieron de lo que otros habían hecho anteriormente. Empecemos hablando de los griegos, los árabes y la Alquimia Se cree que en el siglo VII antes de Cristo, Tales de Mileto, filósofo y matemático, afirmó, que todo estaba formado a partir de agua , que en un estado de más o menos ″dureza″, producía cualquier sustancia conocida. Posteriormente Anaxímenes en el siglo VI antes de Cristo creía que aparte del agua, se debería tener en cuenta el aire como sustancia elemental y formadora de otras, no conforme con ésto Heráclito añadió el fuego como elemento En el siglo V antes de Cristo, Empédocles añadió la tierra como cuarto elemento. De esta manera agua, aire, tierra y fuego combinándose entre sí, formaban todas las sustancias de la naturaleza. Aristóteles, probablemente el filósofo griego que más ha influido en el pensamiento hasta bien entrada la edad moderna, propuso un quinto elemento: el éter, que formaba la materia del Universo fuera de la Tierra: estrellas, planetas etc.. El pensamiento de Aristóteles se difundió en la antigüedad primero a través de Alejandro Magno y sus conquistas que abarcaron desde Grecia hasta la India, luego el Imperio Romano difundió la cultura griega por todo el occidente de Europa (España, Francia, Inglaterra etc.). Al dividirse en dos el Imperio, fueron los bizantinos los mantenedores del pensamiento griego, mientras que la Europa occidental, se sumía en una época donde precisamente no era el pensamiento científico lo que más preocupaba a sus habitantes. Curiosamente fueron los árabes, quienes a través de la conquista de España (siglo VIII d de Cristo), los que volvieron a introducir y propagar el pensamiento de Aristóteles en la Europa occidental. Aristóteles (busror romano) Durante los siglos VII y VIII, el pensamiento en el mundo musulman absorbe la cultura clásica griega y romana, haciéndola suya. El racionalismo de los griegos y la visión práctica de los romanos son asumidos por el mundo árabe y en lo que concierne a la tecnología, la ciencia y la filosofía, se produce un gran avance, mientras que en el occidente cristiano, se produce un oscurecimiento y olvido de los saberes heredados del mundo romano. Baste como ejemplo, el citado anteriormente: el redescubrimiento de Aristóteles y otros pensadores a través de los árabes. En este ambiente de florecimiento del saber se cultivan entre otras, la Alquimia, antecesora de la Química que, aunque no se trataba de una ciencia, si estimuló el avance del conocimiento de las sustancias, algunos procesos (reacciones químicas) y técnicas de purificación de sustancias son debidas a esta época. Palabras tales como alcohol, aldehído, azogue, álcali... son de uso normal hoy en día y tienen su origen en palabras árabes. La misma palabra ″química″ viene también de su predecesora alquimia que a su vez viene del del árabe kēme (kem, ‫ ,)ﻛﻳﻣﻳﺎء‬que significa 'tierra'. Debemos a los alquimistas el hecho de que las sustancias se pueden transformar reaccionando entre sí. Pero ellos lo llevaron mucho más lejos: pensaban que cualquier sustancia, usando el procedimiento adecuado, se podía transformar en otra. Esto lo aplicaron al mercurio y se empeñaron en convertirlo en oro. Muchos alquimistas persiguiendo este fin, murieron, pues el mercurio es extremadamente venenoso. Hay estudiosos de la alquimia que distinguen a los verdaderos alquimistas, que buscarían mediante el trabajo y la vida piadosa, llegar a su purificación y otros, que a sabiendas de que practicaban la superchería, lo hacían para engañar a poderosos (algún monarca cayó en el engaño) con el trato de cambiar dinero por conseguir todo el oro que quisieran. Sea como fuere, El hecho es, que la alquimia se practicó hasta más allá del siglo XVII, por ejemplo, el alquimista Henning Brand descubrió el fósforo a mediados del siglo XVII y, el sistema de símbolos que inventaron para representar las sustancias (tal como vimos en el capítulo anterior) se siguió usando hasta finales del siglo XVIII.

Anonimo RESUMEN En esta práctica se estudiaron las características de las elementos de los metales alcalinos y alcalinotérreos, Se realizaron experimentos en el laboratorio para examinar sus propiedades físicas y químicas, también se analizaron los Espectros emitidos por los cloruros de estos metales, obteniendo como resultado la formación de óxidos e hidróxidos y distintas coloraciones en la llama. ABSTRACT In this practice, the characteristics of the elements of the alkali and alkaline earth metals were studied. Experiments were carried out in the laboratory to examine their physical and chemical properties. The spectra emitted by the chlorides of these metals were also analyzed, obtaining as a result the formation of oxides and hydroxides and different colors in the flame. INTRODUCION Toda la materia está formada a partir de unas pequeñas unidades básicas que existen en un número limitado. Estas unidades no pueden ser divididas en partes más sencillas mediante los métodos físicos o químicos habituales. En la naturaleza existen diferentes elementos químicos, de los cuales algunos han sido creados mediante procesos que

UN BREVE VISTAZO A LA TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS JOHN WALTER PIMIENTA POSSO MAESTRIA EN LA ENSEÑANZA DE LAS CIENCIAS EXACTAS Y NATURALES UNIVERSIDAD NACIONAL DE COLOMBIA MEDELLÍN UN BREVE VISTAZO A LA TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS Orígenes de la ciencia moderna Presentado por John Walter Pimienta Posso Docente Héctor Alonso Sepúlveda Maestría en la Enseñanza de las Ciencias Exactas y Naturales Universidad Nacional de Colombia Sede-Medellín 2014 Tabla de contenido LÍNEA DEL TIEMPO DEL ÁTOMO ............................................................................................ 11 El átomo .................................................................................................................................. 11 Introducción ......................................................................................................................... 12 Estructura atómica ................................................................................................................... 12 Partículas subatómicas ......................................................................................................... 12 El núcleo atómico................................................................................................................. 13 Nube de electrones ............................................................................................................... 14 Propiedades atómicas ............................................................................................................... 15 Masa .................................................................................................................................... 15 Tamaño ................................................................................................................................ 15 Niveles de energía ................................................................................................................ 16 Interacciones eléctricas entre protones y electrones ............................................................... 17 Historia de la teoría atómica ..................................................................................................... 18 Evolución del modelo atómico ................................................................................................. 19 Modelo de John Dalton ............................................................................................................ 21 Modelo atómico de Thomson. .................................................................................................. 23 Modelo atómico de Rutherford. ................................................................................................ 23 Modelo atómico de Bohr. ......................................................................................................... 24 Modelo de Schrödinger ............................................................................................................ 25 Modelo de Dirac ...................................................................................................................... 26 Modelos posteriores ................................................................................................................. 26 LÍNEA DEL TIEMPO, LA TABLA PERIÓDICA ....................................................................... 27 Hennig Brandt (1630- 1710)..................................................................................................... 27 Johann Wolfgang Döbereiner (1780-1849) .............................................................................. 29 Alexandre-Émile Béguyer De Chancourtois (1820-1886) y John Newlands (1837-1898) ......... 31 Julius Lothar Meyer (1830-1895) ............................................................................................. 32 Dimitri Ivanovich Mendeleyev (1834-1907) ............................................................................. 33 Henry Moseley (1887-1915)..................................................................................................... 38 Gil Chaverri Rodriguez (1921-2005) ........................................................................................ 39 Estructura y organización de la Tabla Periódica Moderna ......................................................... 40 Grupos ..................................................................................................................................... 41 Grupo 1 (I A): los metales alcalinos ...................................................................................... 43 Grupo 2 (II A): los metales alcalinotérreos............................................................................ 43 Grupo 3 (III B): familia del Escandio (tierras raras y actínidos)............................................. 44 Grupo 4 (IV B): familia del Titanio. ..................................................................................... 45 Grupo 5 (V B): familia del Vanadio. ..................................................................................... 45 Grupo 6 (VI B): familia del Cromo. ...................................................................................... 45 Grupo 7 (VII B): familia del Manganeso. ............................................................................. 46 Grupo 8 (VIII B): familia del Hierro. .................................................................................... 46 Grupo 9 (VIII B): familia del Cobalto. .................................................................................. 46 Grupo 10 (VIII B): familia del Níquel................................................................................... 47 Grupo 11 (I B): familia del Cobre. ........................................................................................ 47 Grupo 12 (II B): familia del Zinc. ......................................................................................... 48 Grupo 13 (III A): los térreos. ................................................................................................ 48 Grupo 14 (IV A): los carbonoideos. ...................................................................................... 50 Grupo 15 (V A): los nitrogenoideos. ..................................................................................... 50 Grupo 16 (VI A): los calcógenos o anfígenos. ....................................................................... 51 Grupo 17 (VII A): los halógenos. ......................................................................................... 52 Grupo 18 (VIII A): los gases nobles. .................................................................................... 54 Períodos ................................................................................................................................... 64 Período 1.............................................................................................................................. 65 Vista general .................................................................................................................... 65 Configuración electrónica ................................................................................................. 65 Hidrógeno ........................................................................................................................ 66 Helio ................................................................................................................................ 67 Período 2.............................................................................................................................. 68 Litio ................................................................................................................................. 68 Berilio .............................................................................................................................. 69 Boro ................................................................................................................................. 70 Carbono ........................................................................................................................... 72 Nitrógeno ......................................................................................................................... 73 Oxígeno ........................................................................................................................... 75 Flúor ................................................................................................................................ 76 Neón ................................................................................................................................ 77 Período 3.............................................................................................................................. 78 Sodio................................................................................................................................ 78 Magnesio ......................................................................................................................... 80 Aluminio .......................................................................................................................... 82 Silicio............................................................................................................................... 83 Fosforo............................................................................................................................. 85 Azufre .............................................................................................................................. 87 Cloro ................................................................................................................................ 88 Argón ............................................................................................................................... 90 Período 4.............................................................................................................................. 92 Potasio ............................................................................................................................. 92 Calcio............................................................................................................................... 94 Escandio........................................................................................................................... 96 Titanio.............................................................................................................................. 97 Vanadio............................................................................................................................ 99 Cromo ............................................................................................................................ 100 Manganeso ..................................................................................................................... 102 Hierro............................................................................................................................. 104 Cobalto .......................................................................................................................... 105 Niquel ............................................................................................................................ 107 Cobre ............................................................................................................................. 109 Zinc................................................................................................................................ 110 Galio .............................................................................................................................. 113 Germanio ....................................................................................................................... 114 Arsénico ......................................................................................................................... 116 Selenio ........................................................................................................................... 118 Bromo ............................................................................................................................ 119 Kriptón........................................................................................................................... 121 Período 5 ............................................................................................................................... 123 Rubidio .......................................................................................................................... 123 Estroncio ........................................................................................................................ 125 Itrio ................................................................................................................................ 126 Zirconio ......................................................................................................................... 128 Niobio ............................................................................................................................ 129 Molibdeno ...................................................................................................................... 130 Tecnecio......................................................................................................................... 131 Rutenio .......................................................................................................................... 132 Rodio ............................................................................................................................. 133 Paladio ........................................................................................................................... 133 Plata ............................................................................................................................... 134 Cadmio .......................................................................................................................... 135 Indio .............................................................................................................................. 136 Estaño ............................................................................................................................ 137 Antimonio ...................................................................................................................... 138 Telurio ........................................................................................................................... 138 Yodo .............................................................................................................................. 139 Xenón ............................................................................................................................ 140 Seaborgio ....................................................................................................................... 141 Período 6............................................................................................................................ 142 Cesio .............................................................................................................................. 142 Bario .............................................................................................................................. 143 Lantano .......................................................................................................................... 144 Cerio .............................................................................................................................. 144 Praseodimio ................................................................................................................... 145 Neodimio ....................................................................................................................... 146 Prometio......................................................................................................................... 147 Samario .......................................................................................................................... 147 Europio .......................................................................................................................... 148 Terbio ............................................................................................................................ 150 Disprosio ........................................................................................................................ 150 Holmio ........................................................................................................................... 151 Erbio .............................................................................................................................. 152 Tulio .............................................................................................................................. 153 Iterbio ............................................................................................................................ 153 Lutecio ........................................................................................................................... 154 Hafnio ............................................................................................................................ 155 Tantalio .......................................................................................................................... 156 Wolframio ...................................................................................................................... 157 Renio ............................................................................................................................. 158 Osmio ............................................................................................................................ 158 Iridio .............................................................................................................................. 159 Platino ............................................................................................................................ 160 Oro................................................................................................................................. 161 Mercurio ........................................................................................................................ 162 Talio .............................................................................................................................. 163 Plomo............................................................................................................................. 164 Bismuto.......................................................................................................................... 164 Polonio........................................................................................................................... 165 Astato............................................................................................................................. 166 Radón............................................................................................................................. 167 Período 7............................................................................................................................ 167 Radio ............................................................................................................................. 168 Actinio ........................................................................................................................... 169 Torio .............................................................................................................................. 170 Protactinio ...................................................................................................................... 170 Uranio ............................................................................................................................ 171 Neptuno ......................................................................................................................... 172 Propiedades del plutonio................................................................................................. 172 Americio ........................................................................................................................ 173 Curio .............................................................................................................................. 174 Propiedades del berkelio ................................................................................................. 174 Californio ....................................................................................................................... 175 Einstenio ........................................................................................................................ 176 Fermio............................................................................................................................ 176 Mendelevio .................................................................................................................... 177 Nobelio .......................................................................................................................... 178 Laurencio ....................................................................................................................... 178 Rutherfodio .................................................................................................................... 179 Dubnio ........................................................................................................................... 180 Bohrio ............................................................................................................................ 181 Hassio ............................................................................................................................ 181 Meiterio ......................................................................................................................... 182 Darmstadtio.................................................................................................................... 183 Roentgenio ..................................................................................................................... 184 Copernicio...................................................................................................................... 184 Ununrio .......................................................................................................................... 185 Ununcuadio .................................................................................................................... 186 Ununpentio..................................................................................................................... 186 Ununhexio...................................................................................................................... 187 Ununseptio ..................................................................................................................... 187 Ununoctio ...................................................................................................................... 188 Bloques .................................................................................................................................. 189 Configuración electrónica....................................................................................................... 190 Introducción ................................................................................................................... 190 Notación ............................................................................................................................ 191 Origen histórico ................................................................................................................. 192 Distribución electrónica...................................................................................................... 192 Estructura electrónica y tabla periódica............................................................................... 195 Bloques de la tabla periódica .............................................................................................. 195 Regla de exclusión de Pauli ................................................................................................ 195 Regla del octeto.................................................................................................................. 196 Anomalías de configuración electrónica ............................................................................. 196 Orbital o REEMPE............................................................................................................. 197 Lista de figuras ....................................................................................................................... 197 Bibliografia y cibergrafía......................................................................................................... 200 Introducción Siendo la tabla periódica la síntesis de la química como modelo para entender las relaciones entre los elementos, se hace necesario dedicar a su nacimiento, construcción y evolución unas cuantas páginas que darán de forma somera algunos de los aspectos y personajes que hicieron posible esta genialidad que le dio soporte a la química como ciencia exacta y que ha servido de inspiración a otras ramas del conocimiento para la búsqueda y sistematización de sus propios fenómenos, el universo en una tabla es un título que sin temor podría ostentar este magnífico artificio. Su estudio no debería pasar desapercibido y su papel tendría que ser protagónico no solo en la enseñanza de la química, sino desde todas las ciencias a las que sirve pues en ella confluyen en el lenguaje, la matemática, la biología, la geología, el universo todo partiendo de los elementos que la conforman. Aquí solo tenemos unos pincelazos unas cuantas hebras del vasto tejido que supone una obra de arte, tan simple pero tan profunda. Este es solo el inicio pero hay mucho más, de manera que, en las páginas interiores aguardan una serie de hechos que le dan forma y soporte a la tabla periódica de los elementos. 11 LÍNEA DEL TIEMPO DEL ÁTOMO El átomo El átomo es un constituyente de la materia ordinaria, con propiedades químicas bien definidas, formado a su vez por constituyentes más elementales sin propiedades químicas bien definidas. Cada elemento químico está formado por átomos del mismo tipo (con la misma estructura electrónica básica), y que no es posible dividir mediante procesos químicos. Actualmente se conoce que el átomo está compuesto por un núcleo atómico, en el que se concentra casi toda su masa, rodeado de una nube de electrones. Esto fue descubierto a principios del siglo XX, ya que durante el siglo XIX se había pensado que los átomos eran indivisibles, de ahí su nombre átomo 'sin división'. Poco después se descubrió que también el núcleo está formado por partes, como los protones, con carga positiva, y neutrones, eléctricamente neutros. Los electrones, cargados negativamente, permanecen ligados a este mediante la fuerza electromagnética. Los átomos se clasifican de acuerdo al número de protones y neutrones que contenga su núcleo. El número de protones o número atómico determina su elemento químico, y el número de neutrones determina su isótopo. Un átomo con el mismo número de protones que de electrones es eléctricamente neutro. Si por el contrario posee un exceso de protones o de electrones, su carga neta es positiva o negativa, y se denomina ion. Introducción El nombre «átomo» proviene del latín atomum, y este del griego ἄτ 'sin porciones, indivisible'; también, se deriva de a- ('no') y tómo (divisible).1 El concepto de átomo como bloque básico e indivisible que compone la materia del universo fue postulado por la escuela atomista en la Antigua Grecia. Sin embargo, no fueron considerados seriamente por los científicos hasta el siglo XIX, cuando fueron introducidos para explicar ciertas leyes químicas. Con el desarrollo de la física nuclear en el siglo XX se comprobó que el átomo puede subdividirse en partículas más pequeñas. Los átomos son objetos muy pequeños con masas igualmente minúsculas: su diámetro y masa son del orden de la billonésima parte de un metro y cuatrillonésima parte de un gramo. Solo pueden ser observados mediante instrumentos especiales tales como un microscopio de efecto túnel. Más de un 99,94 % de la masa del átomo está concentrada en su núcleo, en general repartida de manera aproximadamente equitativa entre protones y neutrones. El núcleo de un átomo puede ser inestable y sufrir una transmutación mediante desintegración radioactiva. Los electrones en la nube del átomo están repartidos en distintos niveles de energía u orbitales, y determinan las propiedades químicas del mismo. Las transiciones entre los distintos niveles dan lugar a la emisión o absorción de radiación electromagnética en forma de fotones, y son la base de la espectroscopia. Estructura atómica Partículas subatómicas A pesar de que átomo significa ‘indivisible’, en realidad está formado por varias partículas subatómicas. El átomo contiene protones, neutrones y electrones, con la excepción del hidrógeno-1, que no contiene neutrones, y del catión hidrógeno o hidrón, que no contiene electrones. Los protones y neutrones del átomo se denominan nucleones, por formar parte del núcleo atómico. El electrón es la partícula más ligera de cuantas componen el átomo, con una masa de 9,11 · 1ί−31 kgέ Tiene una carga eléctrica negativa, cuya magnitud se define como la carga eléctrica elemental, y se ignora si posee subestructura, por lo que se lo considera una partícula elemental. Los protones tienen una masa de 1,θι · 1ί−2ι kg, 1κ3θ veces la del electrón, y una carga positiva opuesta a la de este. Los neutrones tienen un masa de 1,69 · 1ί−2ι kg, 1κ3λ veces la del electrón, y no poseen carga eléctricaέ Las masas de ambos nucleones son ligeramente inferiores dentro del núcleo, debido a la energía potencial del mismoν y sus tamaños son similares, con un radio del orden de κ · 1ί−1θ m o ί,κ femtómetros (fm). El protón y el neutrón no son partículas elementales, sino que constituyen un estado ligado de quarks u y d, partículas fundamentales recogidas en el modelo estándar de la física de partículas, con cargas eléctricas iguales a +2ή3 y −1ή3 respectivamente, respecto de la carga elemental. Un protón contiene dos quarks u y un quark d, mientras que el neutrón contiene dos d y un u, en consonancia con la carga de ambos. Los quarks se mantienen unidos mediante la fuerza nuclear fuerte, mediada por gluones —del mismo modo que la fuerza electromagnética está mediada por fotones—. Además de estas, existen otras partículas subatómicas en el modelo estándar: más tipos de quarks, leptones cargados (similares al electrón), etc. El núcleo atómico Los protones y neutrones de un átomo se encuentran ligados en el núcleo atómico, la parte central del mismo. El volumen del núcleo es aproximadamente proporcional al número total de nucleones, el número másico A, lo cual es mucho menor que el tamaño del átomo, cuyo radio es del orden de 105 fm o 1 ångström (Å). Los nucleones se mantienen unidos mediante la fuerza nuclear, que es mucho más intensa que la fuerza electromagnética a distancias cortas, lo cual permite vencer la repulsión eléctrica entre los protones. Los átomos de un mismo elemento tienen el mismo número de protones, que se denomina número atómico y se representa por Z. Los átomos de un elemento dado pueden tener distinto número de neutrones: se dice entonces que son isótopos. Ambos números conjuntamente determinan el núclido. El núcleo atómico puede verse alterado por procesos muy energéticos en comparación con las reacciones químicas. Los núcleos inestables sufren desintegraciones que pueden cambiar su número de protones y neutrones emitiendo radiación. Un núcleo pesado puede fisionarse en otros más ligeros en una reacción nuclear o espontáneamente. Mediante una cantidad suficiente de energía, dos o más núcleos pueden fusionarse en otro más pesado. En átomos con número atómico bajo, los núcleos con una cantidad distinta de protones y neutrones tienden a desintegrarse en núcleos con proporciones más parejas, más estables. Sin embargo, para valores mayores del número atómico, la repulsión mutua de los protones requiere una proporción mayor de neutrones para estabilizar el núcleo. Nube de electrones Los electrones en el átomo son atraídos por los protones a través de la fuerza electromagnética. Esta fuerza los atrapa en un pozo de potencial electrostático alrededor del núcleo, lo que hace necesaria una fuente de energía externa para liberarlos. Cuanto más cerca está un electrón del núcleo, mayor es la fuerza atractiva, y mayor por tanto la energía necesaria para que escape. Figura 1.Los cinco primeros orbitales atómicos. Los electrones, como otras partículas, presentan simultáneamente propiedades de partícula puntual y de onda, y tienden a formar un cierto tipo de onda estacionaria alrededor del núcleo, en reposo respecto de este. Cada una de estas ondas está caracterizada por un orbital atómico, una función matemática que describe la probabilidad de encontrar al electrón en cada punto del espacio. El conjunto de estos orbitales es discreto, es decir, puede enumerarse, como es propio en todo sistema cuántico. La nube de electrones es la región ocupada por estas ondas, visualizada como una densidad de carga negativa alrededor del núcleo. Cada orbital corresponde a un posible valor de energía para los electrones, que se reparten entre ellos. El principio de exclusión de Pauli prohíbe que más de dos electrones se encuentren en el mismo orbital. Pueden ocurrir transiciones entre los distintos niveles de energía: si un electrón absorbe un fotón con energía suficiente, puede saltar a un nivel superior; también desde un nivel más alto puede acabar en un nivel inferior, radiando el resto de la energía en un fotón. Las energías dadas por las diferencias entre los valores de estos niveles son las que se observan en las líneas espectrales del átomo. Propiedades atómicas Masa La mayor parte de la masa del átomo viene de los nucleones, los protones y neutrones del núcleo. También contribuyen en una pequeña parte la masa de los electrones, y la energía de ligadura de los nucleones, en virtud de la equivalencia entre masa y energía. La unidad de masa que se utiliza habitualmente para expresarla es la unidad de masa atómica (u). Esta se define como la doceava parte de la masa de un átomo neutro de carbono-12 libre, cuyo núcleo contiene θ protones y θ neutrones, y equivale a 1,θθ · 1ί−2ι kg aproximadamenteέ En comparación el protón y el neutrón libres tienen una masa de 1,007 y 1,009 u. La masa de un átomo es entonces aproximadamente igual al número de nucleones en su núcleo —el número másico— multiplicado por la unidad de masa atómica. El átomo estable más pesado es el plomo-208, con una masa de 207,98 u. En química se utiliza también el mol como unidad de masa. Un mol de átomos de cualquier elemento equivale siempre al mismo número de estos (6,022 · 1023), lo cual implica que un mol de átomos de un elemento con masa atómica de 1 u pesa aproximadamente 1 gramo. En general, un mol de átomos de un cierto elemento pesa de forma aproximada tantos gramos como la masa atómica de dicho elemento. Tamaño Radio atómico Los átomos no están delimitados por una frontera clara, por lo que su tamaño se equipara con el de su nube electrónica. Sin embargo, tampoco puede establecerse una medida de esta, debido a las propiedades ondulatorias de los electrones. En la práctica, se define el radio atómico estimándolo en función de algún fenómeno físico, como la cantidad y densidad de átomos en un volumen dado, o la distancia entre dos núcleos en una molécula. Los diversos métodos existentes arrojan valores para el radio atómico de entre 0,5 y 5 Å. Dentro de la tabla periódica de los elementos, el tamaño de los átomos tiende a disminuir a lo largo de un periodo —una fila—, para aumentar súbitamente al comienzo de uno nuevo, a medida que los electrones ocupan niveles de energía más altos. Las dimensiones del átomo son miles de veces más pequeñas que la longitud de onda de la luz (400-700 nm) por lo que estos no pueden ser observados utilizando instrumentos ópticos. En comparación, el grosor de un cabello humano es equivalente a un millón de átomos de carbono. Si una manzana fuera del tamaño de la Tierra, los átomos en ella serían tan grandes como la manzana original. Niveles de energía Un electrón ligado en el átomo posee una energía potencial inversamente proporcional a su distancia al núcleo y de signo negativo, lo que quiere decir que esta aumenta con la distancia. La magnitud de esta energía es la cantidad necesaria para desligarlo, y la unidad usada habitualmente para expresarla es el electrónvoltio (eV). En el modelo mecanocuántico solo hay un conjunto discreto de estados o niveles en los que un electrón ligado puede encontrarse —es decir, enumerables—, cada uno con un cierto valor de la energía. El nivel con el valor más bajo se denomina el estado fundamental, mientras que el resto se denominan estados excitados. Cuando un electrón efectúa una transición entre dos estados distintos, absorbe o emite un fotón, cuya energía es precisamente la diferencia entre los dos niveles. La energía de un fotón es proporcional a su frecuencia, así que cada transición se corresponde con una banda estrecha del espectro electromagnético denominada línea espectral. Figura 2. Un ejemplo de líneas de absorción en un espectro Cada elemento químico posee un espectro de líneas característico. Estas se detectan como líneas de emisión en la radiación de los átomos del mismo. Por el contrario, si se hace pasar radiación con un espectro de frecuencias continuo a través de estos, los fotones con la energía adecuada son absorbidos. Cuando los electrones excitados decaen más tarde, emiten en direcciones aleatorias, por lo que las frecuencias características se observan como líneas de absorción oscuras. Las medidas espectroscópicas de la intensidad y anchura de estas líneas permiten determinar la composición de una sustancia. Algunas líneas espectrales se presentan muy juntas entre sí, tanto que llegaron a confundirse con una sola históricamente, hasta que fue descubierta su subestructura o estructura fina. La causa de este fenómeno se encuentra en las diversas correcciones a considerar en la interacción entre los electrones y el núcleo. Teniendo en cuenta tan solo la fuerza electrostática, ocurre que algunas de las configuraciones electrónicas pueden tener la misma energía aun siendo distintas. El resto de pequeños efectos y fuerzas en el sistema electrón-núcleo rompe esta redundancia o degeneración, dando lugar a la estructura fina. Estos incluyen las correcciones relativistas al movimiento de electrón, la interacción de su momento magnético con el campo eléctrico y con el núcleo, etc. Además, en presencia de un campo externo los niveles de energía se ven modificados por la interacción del electrón con este, en general produciendo o aumentando la división entre los niveles de energía. Este fenómeno se conoce como efecto Stark en el caso de un campo eléctrico, y efecto Zeeman en el caso de un campo magnético. Las transiciones de un electrón a un nivel superior ocurren en presencia de radiación electromagnética externa, que provoca la absorción del fotón necesario. Si la frecuencia de dicha radiación es muy alta, el fotón es muy energético y el electrón puede liberarse, en el llamado efecto fotoeléctrico. Las transiciones a un nivel inferior pueden ocurrir de manera espontánea, emitiendo la energía mediante un fotón saliente; o de manera estimulada, de nuevo en presencia de radiación. En este caso, un fotón «entrante» apropiado provoca que el electrón decaiga a un nivel con una diferencia de energía igual a la del fotón entrante. De este modo, se emite un fotón saliente cuya onda asociada está sincronizada con la del primero, y en la misma dirección. Este fenómeno es la base del láser. Interacciones eléctricas entre protones y electrones Antes del experimento de Rutherford la comunidad científica aceptaba el modelo atómico de Thomson, situación que varió después de la experiencia de Ernest Rutherford. Los modelos posteriores se basan en una estructura de los átomos con una masa central cargada positivamente rodeada de una nube de carga negativa. Este tipo de estructura del átomo llevó a Rutherford a proponer su modelo en que los electrones se moverían alrededor del núcleo en órbitas. Este modelo tiene una dificultad proveniente del hecho de que una partícula cargada acelerada, como sería necesario para mantenerse en órbita, radiaría radiación electromagnética, perdiendo energía. Las leyes de Newton, junto con las ecuaciones de Maxwell del electromagnetismo aplicadas al átomo de Rutherford llevan a que en un tiempo del orden de 1ί−1ί s, toda la energía del átomo se habría radiado, con la consiguiente caída de los electrones sobre el núcleo. Historia de la teoría atómica El concepto de átomo existe desde la Antigua Grecia propuesto por los filósofos griegos Demócrito, Leucipo y Epicuro, sin embargo, no se generó el concepto por medio de la experimentación sino como una necesidad filosófica que explicara la realidad, ya que, como proponían estos pensadores, la materia no podía dividirse indefinidamente, por lo que debía existir una unidad o bloque indivisible e indestructible que al combinarse de diferentes formas creara todos los cuerpos macroscópicos que nos rodean. El siguiente avance significativo no se realizó hasta que en 1773 el químico francés Antoine-Laurent de Lavoisier postuló su enunciado: «La materia no se crea ni se destruye, simplemente se transforma». La ley de conservación de la masa o ley de conservación de la materia; demostrado más tarde por los experimentos del químico inglés John Dalton quien en 1804, luego de medir la masa de los reactivos y productos de una reacción, y concluyó que las sustancias están compuestas de átomos esféricos idénticos para cada elemento, pero diferentes de un elemento a otro. Luego en 1811, el físico italiano Amedeo Avogadro, postuló que a una temperatura, presión y volumen dados, un gas contiene siempre el mismo número de partículas, sean átomos o moléculas, independientemente de la naturaleza del gas, haciendo al mismo tiempo la hipótesis de que los gases son moléculas poliatómicas con lo que se comenzó a distinguir entre átomos y moléculas. El químico ruso Dimitri Ivánovich Mendeléyev creó en 1869 una clasificación de los elementos químicos en orden creciente de su masa atómica, remarcando que existía una periodicidad en las propiedades químicas. Este trabajo fue el precursor de la tabla periódica de los elementos como la conocemos actualmente. La visión moderna de su estructura interna tuvo que esperar hasta el experimento de Rutherford en 1911 y el modelo atómico de Bohr. Posteriores descubrimientos científicos, como la teoría cuántica, y avances tecnológicos, como el microscopio electrónico, han permitido conocer con mayor detalle las propiedades físicas y químicas de los átomos. Evolución del modelo atómico Figura 3.Los elementos básicos de la materia son tres. Figura 4. Cuadro general de las partículas, quarks y leptones. Figura 5. Tamaño relativo de las diferentes partículas atómicas. La concepción del átomo que se ha tenido a lo largo de la historia ha variado de acuerdo a los descubrimientos realizados en el campo de la física y la química. A continuación se hará una exposición de los modelos atómicos propuestos por los científicos de diferentes épocas. Algunos de ellos son completamente obsoletos para explicar los fenómenos observados actualmente, pero se incluyen a manera de reseña histórica. Modelo de John Dalton Fue el primer modelo atómico con bases científicas, fue formulado en 1803 por John Dalton, quien imaginaba a los átomos como diminutas esferas. Este primer modelo atómico postulaba: Figura 6. Modelo de Dalton La materia está formada por partículas muy pequeñas llamadas átomos, que son indivisibles y no se pueden destruir. Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen su propio peso y cualidades propias. Los átomos de los diferentes elementos tienen pesos diferentes. Los átomos permanecen sin división, aun cuando se combinen en las reacciones químicas. Los átomos, al combinarse para formar compuestos guardan relaciones simples. Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones distintas y formar más de un compuesto. Los compuestos químicos se forman al unirse átomos de dos o más elementos distintos. Sin embargo desapareció ante el modelo de Thomson ya que no explica los rayos catódicos, la radioactividad ni la presencia de los electrones (e-) o protones (p+). Figura 7. Diferencia entre los bariones y los mesones. Modelo atómico de Thomson. Luego del descubrimiento del electrón en 1897 por Joseph John Thomson, se determinó que la materia se componía de dos partes, una negativa y una positiva. La parte negativa estaba constituida por electrones, los cuales se encontraban según este modelo inmersos en una masa de carga positiva a manera de pasas en un pastel (de la analogía del inglés plum-pudding model) o uvas en gelatina. Posteriormente Jean Perrin propuso un modelo modificado a partir del de Thomson donde las «pasas» (electrones) se situaban en la parte exterior del «pastel» (la carga positiva). Figura 8. Modelo de Thomson Para explicar la formación de iones, positivos y negativos, y la presencia de los electrones dentro de la estructura atómica, Thomson ideó un átomo parecido a un pastel de frutas. Una nube positiva que contenía las pequeñas partículas negativas (los electrones) suspendidos en ella. El número de cargas negativas era el adecuado para neutralizar la carga positiva. En el caso de que el átomo perdiera un electrón, la estructura quedaría positiva; y si ganaba, la carga final sería negativa. De esta forma, explicaba la formación de iones; pero dejó sin explicación la existencia de las otras radiaciones. Modelo atómico de Rutherford. Este modelo fue desarrollado por el físico Ernest Rutherford a partir de los resultados obtenidos en lo que hoy se conoce como el experimento de Rutherford en 1911. Representa un avance sobre el modelo de Thomson, ya que mantiene que el átomo se compone de una parte positiva y una negativa, sin embargo, a diferencia del anterior, postula que la parte positiva se concentra en un núcleo, el cual también contiene virtualmente toda la masa del átomo, mientras que los electrones se ubican en una Figura 9. Modelo de Rutherford corteza orbitando al núcleo en órbitas circulares o elípticas con un espacio vacío entre ellos. A pesar de ser un modelo obsoleto, es la percepción más común del átomo del público no científico. Rutherford predijo la existencia del neutrón en el año 1920, por esa razón en el modelo anterior (Thomson), no se habla de éste. Por desgracia, el modelo atómico de Rutherford presentaba varias incongruencias: Contradecía las leyes del electromagnetismo de James Clerk Maxwell, las cuales estaban muy comprobadas mediante datos experimentales. Según las leyes de Maxwell, una carga eléctrica en movimiento (en este caso el electrón) debería emitir energía constantemente en forma de radiación y llegaría un momento en que el electrón caería sobre el núcleo y la materia se destruiría. Todo ocurriría muy brevemente. No explicaba los espectros atómicos. Modelo atómico de Bohr. Este modelo es estrictamente un modelo del átomo de hidrógeno tomando como punto de partida el modelo de Rutherford, Niels Bohr trata de incorporar los fenómenos de absorción y emisión de los gases, así como la nueva teoría de la cuantización de la energía desarrollada por Max Planck y el fenómeno del efecto fotoeléctrico observado por Albert Einstein. Figura 10. Modelo de Bohr «El átomo es un pequeño sistema solar con un núcleo en el centro y electrones moviéndose alrededor del núcleo en órbitas bien definidas». Las órbitas están cuantizadas (los e- pueden estar solo en ciertas órbitas) Cada órbita tiene una energía asociada. La más externa es la de mayor energía. Los electrones no radian energía (luz) mientras permanezcan en órbitas estables. Los electrones pueden saltar de una a otra órbita. Si lo hace desde una de menor energía a una de mayor energía absorbe un cuanto de energía (una cantidad) igual a la diferencia de energía asociada a cada órbita. Si pasa de una de mayor a una de menor, pierde energía en forma de radiación (luz). El mayor éxito de Bohr fue dar la explicación al espectro de emisión del hidrógeno. Pero solo la luz de este elemento. Proporciona una base para el carácter cuántico de la luz, el fotón es emitido cuando un electrón cae de una órbita a otra, siendo un pulso de energía radiada. Bohr no pudo explicar la existencia de órbitas estables y para la condición de cuantización. Bohr encontró que el momento angular del electrón es hή2π por un método que no puede justificar. Modelo de Schrödinger Densidad de probabilidad de ubicación de un electrón para los primeros niveles de energía. Después de que Louis-Victor de Broglie propuso la naturaleza ondulatoria de la materia en 1924, la cual fue generalizada por Erwin Schrödinger en 1926, se actualizó nuevamente el modelo del átomo. En el modelo de Schrödinger se abandona la concepción de los electrones como esferas diminutas con carga que giran en torno al núcleo, que es una extrapolación de la Figura 11. Modelo de Schrödinger experiencia a nivel macroscópico hacia las diminutas dimensiones del átomo. En vez de esto, Schrödinger describe a los electrones por medio de una función de onda, el cuadrado de la cual representa la probabilidad de presencia en una región delimitada del espacio. Esta zona de probabilidad se conoce como orbital. La gráfica siguiente muestra los orbitales para los primeros niveles de energía disponibles en el átomo de hidrógeno. Modelo de Dirac El modelo de Dirac usa supuestos muy similares al modelo de Schrödinger aunque su punto de partida es una ecuación relativista para la función de onda, la ecuación de Dirac. El modelo de Dirac permite incorporar de manera más natural el espín del electrón. Predice niveles energéticos similares al modelo de Schrödinger proporcionando las correcciones relativistas adecuadas. Figura 12. Modelo de Dirac Modelos posteriores Tras el establecimiento de la ecuación de Dirac, la teoría cuántica evolucionó hasta convertirse propiamente en una teoría cuántica de campos. Los modelos surgidos a partir de los años 1960 y 1970 permitieron construir teorías de las interacciones de los nucleones. La vieja teoría atómica quedó confinada a la explicación de la estructura electrónica que sigue siendo explicada de manera adecuada mediante el modelo de Dirac complementado con correcciones surgidas de la electrodinámica cuántica. Debido a la complicación de las interacciones fuertes sólo existen modelos aproximados de la estructura del núcleo atómico. Entre los modelos que tratan de dar cuenta de la estructura del núcleo atómico están el modelo de la gota líquida y el modelo de capas. Posteriormente, a partir de los años 1960 y 1970, aparecieron evidencias experimentales y modelos teóricos que sugerían que los propios nucleones (neutrones, protones) y mesones (piones) que constituyen el núcleo atómico estarían formados por constituyentes fermiónicos más elementales denominados quarks. La interacción fuerte entre quarks entraña problemas matemáticos complicados, algunos aún no resueltos de manera exacta. En cualquier caso lo que se conoce hoy en día deja claro que la estructura del núcleo atómico y de las propias partículas que forman el núcleo son mucho más complicadas que la estructura electrónica de los átomos. Dado que las propiedades químicas dependen exclusivamente de las propiedades de la estructura electrónica, se considera que las teorías actuales explican satisfactoriamente las propiedades químicas de la materia, cuyo estudio fue el origen del estudio de la estructura atómica. LÍNEA DEL TIEMPO, LA TABLA PERIÓDICA Hennig Brandt (1630- 1710) En la antigüedad se conocían elementos como el oro, la plata, el cobre, el estaño, el plomo y el mercurio, pero el primer hallazgo científico de un elemento lo hizo Hennig Brandt (h. 1630-h. 1710). Hennig fue un comerciante y alquimista amateur de Hamburgo, Alemania que descubrió el fósforo alrededor de 1669. Las circunstancias del nacimiento de Brand son desconocidas. Algunas fuentes describen sus orígenes como humildes e indican que de joven había sido aprendiz de vidriero. Sin embargo, correspondencia de su segunda esposa (Margaretha) indica que era de clase social alta. En todo caso, tuvo un puesto como oficial de bajo rango del ejército durante la Guerra de los Treinta Años y la dote de su primera esposa fue considerable, permitiéndole ejercer la alquimia al dejar el ejército. Figura 13. Hennig Brandt Alquimia Como otros alquimistas de la época, Brandt buscaba la piedra filosofal, una sustancia que supuestamente transformaba metales comunes (como plomo) en oro. Cuando murió su primera esposa, se había gastado todo su dinero en esta actividad. Luego se casó con su segunda esposa Margaretha, una viuda rica cuyos recursos financieros le permitieron continuar la búsqueda del gabi, ramses, y el papa. Como muchos otros antes que él, se interesó en la orina y probó combinarla con muchos otros materiales, en cientos de combinaciones. Había visto, por ejemplo, una receta en el libro 400 Auserlensene Chemische Process de F. T. Kessler de Estrasburgo que se podía usar alumbre, nitrato de potasio y orina concentrada para convertir metales comunes en plata (una receta que, por supuesto, no funcionó). Alrededor de 1669 calentaba residuos de orina reducidos en su horno hasta que la retorta está al rojo vivo, donde de repente aparecen humos que llenan el recipiente y el líquido se desborda, ardiendo en llamas. Podía coger el líquido en una jarra y cubrirlo, solidificándolo y continuaba emitiendo un resplandor verde pálido. Lo que él recolectaba era fósforo, que lo llamó así del griego "relacionado con la luz". El fósforo tiene que haber sido impresionante para un alquimista. Un producto del hombre y parece que brilla con una fuerza vital que no disminuía con el tiempo (y no necesitaba reexponerse a la luz como se descubrió previamente en la Piedra de Bolonia). Brandt mantuvo su descubrimiento en secreto, como hacían los alquimistas de su tiempo y trabajó con el fósforo intentando utilizarlo para producir oro (en vano por supuesto). No dudó en refinar su método de producción en el tiempo, la versión publicada después por Gottfried Leibniz fue: Orina hervida para reducirla a un jarabe espeso. Calentarla hasta que se destile de ella un aceite rojizo y se extraiga. Se enfría el resto, que consiste en una parte superior esponjosa negra y una parte inferior salina. Se descarta la sal y se mezcla con el aceite rojizo en el material negro. Se caliente la mezcla fuertemente durante 16 horas. Primero, sale humo blanco, después un aceite y entonces el fósforo. El fósforo puede pasarse por agua fría para solidificarlo. La reacción química con la que se encontró Brandt era como sigue. La orina contiene fosfatos (PO4)3-, como fosfato de sodio (i.e. con Na+) y varios compuestos orgánicos basados en carbono. Bajo el fuerte calor, los átomos de oxígeno de los fosfatos reaccionan con el carbono produciendo monóxido de carbono CO, dejando que los átomos de fósforo P, que se liberen en forma de gas. El fósforo se condensa en un líquido por debajo de unos 280 °C y se solidifica (en el fósforo blanco alótropo) por debajo de unos 44 °C (dependiendo de la pureza). Esta misma reacción esencial sigue utilizándose hoy en día (pero con minerales de fosfato extraído de las minas, coque para el carbono y hornos eléctricos). La producción del proceso del fósforo de Brand estaba lejos de lo que podría haber sido. La parte salina que descartó contenía la mayoría de los fosfatos. Utilizaba unos 5.500 litros de orina para producir sólo 120 gramos de fósforo. Si hubiera utilizado el residuo entero podría haber obtenido 10 ó 100 veces más (1 litro de orina de un adulto contiene unos 1,4g de fósforo) John Emsley, La Impactante Historia del Fósforo, 2000, ISBN 0-330-39005-8 Más adelante, en el siglo XIX, los químicos tuvieron la necesidad de ordenar los elementos descubiertosέ La primera forma de hacerlo, la más natural, fue la de clasiﬁcarlos por masas atómicas, pero esta jerarquización no reﬂejaba las diferencias y similitudes entre los elementos. Muchas más formas de organizar los elementos fueron adoptadas antes de llegar a la tabla periódica que se utiliza actualmente y que aquí describiremos. Para ello, mostraremos el desarrollo cronológico de las diferentes clasiﬁcaciones de los elementos químicos. Johann Wolfgang Döbereiner (1780-1849) Químico alemán nacido el 13 de diciembre de 1780 en Hof ander Saale y fallecido el 14 de marzo de 1849 en Jena, este químico alcanzó a elaborar en 1817, un informe que mostraba la relación entre la masa atómica de ciertos elementos y sus propiedades físicás y químicas. Figura 14. Johann Wolfgang Döbereiner Hijo de un cochero, supo aprovechar la ocasión de trabajar de aprendiz en una farmacia para instruirse en ciencia. Tras atender a varios cursos en la Universidad de Jena, ocupó plaza de profesor ayudante en 1810, y años más tarde sería supervisor de instrucción científica. En 1820 inventó un encendedor que al poner en contacto una masa gaseosa de hidrógeno con una esponja de platino inflamaba el gas por elevación de temperatura, aparato con el que Berzelius produjo la primera teoría acerca de la catálisis. Descubrió asímismo el furfural y elaboró un método de separación de calcio y magnesio. Alrededor de 1825 comenzó a investigar las propiedades de los elementos químicos. Encontró que el bromo, líquido, exhibía propiedades intermedias entre el cloro (gas) y el iodo (sólido). También encontró similares graduaciones con calcio, estroncio y bario, y azufre, selenio y teluro, lo que le condujo a recolectar los elementos químicos conocidos en tríadas de elementos con pesos moleculares crecientes, en los que el elemento central poseía un peso atómico a medio camino entre el más pesado y el más ligero. En 1850 se contaba ya con unas 2ί tríadas para llegar a una primera clasiﬁcación coherenteέ No obstante, ciertas tríadas no cumplieron la regla, y la ordenación de Döbereiner no fue vista más que como una mera curiosidad. No obstante, Mendeleiev hizo uso de las tríadas de Dobereiner al confeccionar la tabla periódica de los elementos. Figura 15. Triadas de Dobereiner Alexandre-Émile Béguyer De Chancourtois (1820-1886) y John Newlands (1837-1898) Alexander Emile Beguyer de Chancourtois, geólogo y profesor de l'Ecole de Mines de Paris estudió la clasificación y sistematización en Mineralogia. Necesitaba un sistema de sustancias simples para estudios litológicos y por eso comenzó a trabajar en una clasificación basada en los principios entonces en uso: clase, orden, etc. Figura 16. John Newlands En 1862 envió a la Academie de Sciences de Paris un informe donde proponía una clasificación de los elementos químicos colocados sobre la superfície de un cilindro. Los elementos se disponían sobre una línea diagonal formando un ángulo de 45 º con la horizontal, dibujando una espiral y estaban ordenados según su peso atómico creciente (expresados en números enteros), de manera que los que tenían propiedades parecidas se situaban en una misma línea vertical. Chancourtois fue el primero en darse cuenta de que las propiedades de los elementos eran una función de su peso atómico. El sistema era más complejo pues también incluía compuestos (óxidos, amoníaco,) y aleaciones. Además el esquema resultaba complicado técnicamente de imprimir por lo que en su comunicación no se incluyó. Probablemente este hecho influyó en que su propuesta no fue demasiado conocida. Figura 17. Alexandre-Émile Béguyer De Chancourtois Figura 18. Octavas de Newlands Julius Lothar Meyer (1830-1895) (Varel, 1830 - Tubinga, 1895) Químico y médico alemán. Profesor de química en Breslau y en el Instituto Politécnico de Karlsruhe, a partir de 1876 desarrolló su labor docente en Tubinga. Dedicado al principio a investigaciones de química fisiológica, estudió las combinaciones del oxígeno y del dióxido de carbono con la sangre. Sus estudios se orientaron luego a la química inorgánica y a la química física, y dieron como fruto un sistema de clasificación periódica de los elementos. Figura 19. Julius Lothar Meyer. En su obra Teorías modernas de la química y su significado para la estática química, compilada según la reforma de los pesos atómicos de Cannizzaro, estableció una tabla de los elementos dispuestos según el peso atómico creciente, semejante a la de D. I. Mendeleiev, e hizo notar que los elementos que poseen propiedades químicas similares vienen a caer en las mismas columnas verticales. Esta periodicidad de las propiedades de los elementos en función de su peso atómico fue más tarde desarrollada y completada. Publicado en Breslau en 1864, este texto constituye una importante puntualización de las maneras de ver de la época, que son expuestas y consideradas desde un mismo punto de vista crítico. Cuatro años antes, en 1860, en el Congreso de Karlsruhe, Cannizzaro había reivindicado la hipótesis de Avogadro, que había quedado ignorada u olvidada desde 1811. Meyer figuró entre los pocos que comprendieron la exactitud de aquellas ideas, y se convirtió en su vigoroso propugnador. En el libro expone la hipótesis de Avogadro y la discute ampliamente poniéndola en la base de las demás leyes de la química. Defensor del empleo de los pesos atómicos contra el de los equivalentes, después de haber mostrado con toda su importancia las opiniones de Gerhard sobre los compuestos orgánicos, Meyer expone su idea acerca de las relaciones numéricas entre estos pesos atómicos, y pone de relieve los contactos entre estas relaciones en algunas series de elementos que tienen analogía de comportamiento químico, y las existentes entre los pesos moleculares de algunas series orgánicas. La última parte de la obra puede considerarse como un precedente de la clasificación periódica que, independientemente de Mendeleiev, aunque de modo más imperfecto, fue enunciada por el propio Meyer en 1869. Dimitri Ivanovich Mendeleyev (1834-1907) (En rusoμ Д ́ тр Ива́ в чМ ́ вν 2ι de enerojul. / 8 de febrero de 1834greg., Tobolsk - 20 de enerojul. / 2 de febrero de 1907greg., San Petersburgo) fue un químico ruso, célebre por haber descubierto el patrón subyacente en lo que ahora se conoce como la tabla periódica de los elementos. Figura 20. Dimitri Ivanovich Mendeleyev. Sobre las bases del análisis espectral establecido por Robert Bunsen y Gustav Kirchoff, se ocupó de problemas químico-físicos relacionados con el espectro de emisión de los elementos. Realizó las determinaciones de volúmenes específicos y analizó las condiciones de licuefacción de los gases, así como también el origen de los petróleos. Su investigación principal fue la que dio origen a la enunciación de la ley periódica de los elementos, base del sistema periódico que lleva su nombre. En 1869 publicó su libro Principios de la química, en el que desarrollaba la teoría de la tabla periódica. Dmitri Ivánovich Mendeléiev nació en Tobolsk (Siberia) el 8 de febrero de 1834. Era el menor de al menos 17 hermanos de la familia formada por Iván Pávlovich Mendeléyev y María Dmítrievna Mendeléyeva. En el mismo año en que nació, su padre quedó ciego perdiendo así su trabajo (era el director del colegio del pueblo). Recibían una pensión insuficiente, por lo que la madre tuvo que tomar las riendas de la familia y dirigir la fábrica de cristal que había fundado su abuelo. Desde joven destacó en ciencias en la escuela, no así en ortografía. Un cuñado suyo, exiliado por motivos políticos, y un químico de la fábrica le inculcaron el amor por las ciencias. La familia sufrió, ya que Dmitri sólo terminó el bachillerato, murió su padre y se quemó la fábrica de cristal que dirigía su madre. Ésta apostó por invertir en la educación de Dmitri los ahorros guardados, en vez de reconstruir la fábrica. En esa época la mayoría de los hermanos, excepto una hermana, se habían independizado, y la madre se los llevó a Moscú para que Dmitri ingresase en la universidad. Sin embargo, Mendeléyev no fue admitido, quizá debido al clima político que existía en ese momento en Rusia, ya que no admitían en la universidad a nadie que no fuese de Moscú. Los últimos años de la carrera los pasó en la enfermería debido a un erróneo diagnóstico de tuberculosis. Aun así, se graduó en 1855 como el primero de su clase y presentando su primera memoria de química sobre El isomorfismo en relación con otros puntos de contacto entre las formas cristalinas y la composición. Presentó la tesis Sobre volúmenes específicos para conseguir la plaza de maestro de escuela, y la tesis sobre la estructura de las combinaciones silíceas para alcanzar la plaza de cátedra de química en la Universidad de San Petersburgo. A los 23 años era ya encargado de un curso de dicha universidad. Gracias a una beca pudo ir a Heidelberg, donde realizó diferentes investigaciones junto a Kirchhoff y Bunsen publicando un artículo sobre "La cohesión de algunos líquidos y sobre el papel de la cohesión molecular en las reacciones químicas de los cuerpos”έ Este trabajo lo pudo realizar gracias a unos aparatos de precisión encargados en París con los cuales encontró la temperatura absoluta de ebullición, y descubrió por qué algunos gases no se podían licuar (porque se encontraban por encima de la temperatura de ebullición). Participó en el congreso de Karlsruhe donde quedó impresionado por las ideas sobre el peso de los elementos que planteó Cannizzaro. Al volver a San Petersburgo se encontró sin trabajo fijo, lo que le dio tiempo para escribir diferentes obras. Entre las cuales destaca su libro Química orgánica, que escribió influido por lo que había escuchado en Karlsruhe. Sobre la personalidad de Mendeléyev se puede decir que era un adicto al trabajo y su fama de mal carácter estaba basada en que mientras trabajaba, gritaba, gruñía y refunfuñaba. Se dice que alguien le preguntó sobre su mal genio, a lo que contestó que era una manera de mantenerse sano y no contraer úlcera. En 1862 se casó, obligado por su hermana, con Feozva Nikítichna Leschiova con la que tuvo tres hijos, uno de los cuales falleció. Éste fue un matrimonio infeliz y desde 1871 vivieron separados. Encontró la felicidad casándose con Anna Ivánovna Popova, 26 años menor que él. Para lograrlo, Mendeléyev estuvo cuatro años desesperado, incluso llegó a caer en una depresión, debido a que su mujer se negaba a concederle el divorcio y la familia de Anna se oponía tajantemente. A punto de darse por vencido, consiguió el divorcio de su esposa y fue en busca de Anna que se encontraba en Roma. En 1882 contrajeron matrimonio. Tuvieron cuatro hijos, la mayor de los cuales, Liubov, se casaría con el poeta ruso Aleksandr Blok. En 1864 fue nombrado profesor de Tecnología y Química del Instituto Técnico de San Petersburgo. En 1867 ocupó la cátedra de Química en la Universidad de San Petersburgo donde estudió el isomorfismo, la compresión de los gases y las propiedades del aire enrarecido. Permanecería en esta cátedra 23 años. Mendeléyev estaba a favor de la introducción de reformas en el sistema educativo ruso. No consiguió ser elegido presidente de la academia imperial de ciencias debido a su liberalismo. En 1890 terminó su estancia en la universidad debido a que intercedió por los estudiantes entregando una carta dirigida al Zar a Deliánov, Ministro de Instrucción Pública. Éste se la devolvió con una nota adjunta que decía: Por orden del ministro de Instrucción Pública, el papel que se adjunta se devuelve al Consejero de Estado, profesor Mendeléyev, ya que ni el ministro ni ninguno de los que están al servicio de su Majestad Imperial tiene derecho de recibir esta clase de papeles… Indignado, Dmitri dejó las aulas de la universidad. Quizá por esto, se mantuvo desde entonces al margen de la política y del Estado, aunque manifestaba su oposición a la opresión y sus ideas liberales. En 1865, tras la liberación de los siervos obtenida en 1861, decidió comprar una granja en la que puso en práctica métodos científicos para la mejora de la cosecha y tuvo una relación humanitaria con los campesinos. Obtuvo un rendimiento muy por encima de lo que se producía antes, por lo que muchos campesinos de granjas cercanas fueron a pedir su consejo. En 1869 publicó la mayor de sus obras, Principios de química, donde formulaba su famosa tabla periódica, traducida a multitud de lenguas y que fue libro de texto durante muchos años. En 1876 fue enviado a Estados Unidos, para informarse sobre la extracción del petróleo y ponerla luego en práctica en el Cáucaso. El estudio del refino del petróleo lo llevó a investigar el fenómeno de la atracción de las moléculas de cuerpos homogéneos o diferentes, materia que estudió hasta el día de su muerte. En 1887, publicó Estudio de las disoluciones acuosas según el peso específico, donde concluye que las soluciones contienen asociaciones de moléculas hidratadas en un estado de equilibrio móvil, que se disocian de diferentes maneras siguiendo el tanto por ciento de concentración. En 1887 emprendió un viaje en globo en solitario para estudiar un eclipse solar. En 1889 fue nombrado miembro honorario del Consejo de Comercio y Manufacturas. En 1890, por un encargo del Ministerio de Guerra y Marina, preparó una pólvora sin humo al pirocolodión. En 1892 fue nombrado conservador científico de la Oficina de Pesas y Medidas, en compensación por lo ocurrido en la universidad. Después de un año, tras haberlo reorganizado, fue nombrado director, lo que lo comprometió a realizar diversos viajes, entre los que se encuentra el realizado a Londres, donde recibió los doctorados honoris causa de las universidades de Cambridge y Oxford. En 1902, viajó a París y visitó al matrimonio de los Curie, Marie y Pierre, en su laboratorio. Observó el experimento de la fosforescencia del sulfuro de zinc debida a los rayos X, y concluyó que “en los cuerpos radiactivos existía un gas etéreo que provocaba vibraciones luminosas y que entraba y salía de los cuerpos como un cometa entra y sale del sistema solar”έ No lo terminó de convencer la teoría de la radiactividad y la estructura del átomo. Consideraba la radiactividad como una propiedad o un estado de las sustancias, mientras que los átomos y moléculas no existían realmente, aunque sí lo hacía la energía. Falleció el 2 de febrero de 1907, casi ciego. Se considera a Mendeléyev un genio, no sólo por el ingenio que mostró para aplicar todo lo conocido y predecir lo no conocido sobre los elementos químicos y plasmarlo en la tabla periódica, sino por los numerosos trabajos realizados a lo largo de toda su vida en diversos campos de la ciencia, agricultura, ganadería, industria, petróleo, etc. Viajó por toda Europa visitando a diversos científicos. En Rusia nunca se lo reconoció debido a sus ideas liberales, por lo que nunca fue admitido en la Academia Rusa de las Ciencias. Sin embargo, en 1955 se nombró mendelevio (Md) al elemento químico de número atómico 101, en su honor. El sistema periódico es la clasificación de todos los elementos químicos, naturales o creados artificialmente. A medida que se perfeccionaron los métodos de búsqueda, el número de elementos químicos conocidos fue creciendo sin cesar y surgió la necesidad de ordenarlos de alguna manera. Se realizaron varios intentos, pero el intento decisivo lo realizó Mendeléyev, que creó lo que hoy se denomina sistema periódico. Mendeléyev ordenó los elementos según su masa atómica, situando en una misma columna los que tuvieran algo en común. Al ordenarlos, se dejó llevar por dos grandes intuiciones; alteró el orden de masas cuando era necesario para ordenarlos según sus propiedades y se atrevió a dejar huecos, postulando la existencia de elementos desconocidos hasta ese momento. «Falta un elemento en este sitio y, cuando sea encontrado, su peso atómico lo colocará antes del titanio. El descubrir la laguna colocará los últimos elementos de la columna en los renglones correctos; el titanio corresponde con el carbono y el silicio.» Figura 21. Tabla de Medeleiev Henry Moseley (1887-1915) (Henry Gwyn-Jeffreys Moseley; Weymouth, 1887 - Gallípoli, 1915) Físico inglés que demostró la relación entre el número atómico y la carga nuclear de los elementos, llamada en su honor Ley de Moseley. Procedente de una familia de científicos, realizó sus estudios en Oxford, donde obtuvo su título en 1910. Rutherford lo acogió bajo su tutela en Manchester; pero tan sólo estuvo dos años con él y volvió a Oxford. Figura 22. Henry Moseley Un año después, en 1914, ante el estallido de la Primera Guerra Mundial, marchó a Australia, y se alistó en el Royal Engineers como oficial de transmisiones. Moseley fue una de las muchas víctimas de la catástrofe. Encontró la muerte durante la campaña de Gallipoli, en el desembarco de la bahía de Suvla Bay, al recibir un disparo en la cabeza que le asestó un turco emboscado. Moseley centró su actividad en el estudio de los rayos X, utilizando para ello los trabajos que sobre dichas radiaciones habían hecho otros científicos como Bragg y Von Laue, en los que habían demostrado, respectivamente, que los rayos procedían de los metales usados como anticátodo en los tubos de rayos X, y que las frecuencias de estos rayos podían ser calculadas por una técnica de difracción cristalográfica. En 1913, el joven Moseley, que conocía este último método, se hallaba en Manchester intentando hallar la medición exacta de las longitudes de onda de los rayos X, pero prefería servirse de cristales, en lugar de rejillas de refracción, para producir una deflexión de los rayos dependiente de la longitud de onda. Probó con más de treinta metales -que incluían desde el aluminio al oro- como anticátodos, descubriendo que las ondas de rayos X variaban regularmente de posición al pasar de un elemento a otro, pero siempre siguiendo el orden que ocupaban en la tabla periódica. Este patrón de variación le permitió establecer que el número que marca la posición de un elemento, en una serie ordenada, es el mismo que da la carga eléctrica del núcleo, es decir, que la carga nuclear era igual al denominado por el propio Moseley número atómico. La veracidad de estas teorías significaba poder determinar la carga nuclear de cualquier elemento, al igual que el número de electrones de su átomo, con sólo mirar el lugar que ocupaba en la lista. El punto oscuro de la teoría (la ausencia de seis elementos en la tabla periódica) pronto se subsanó, ya que se descubrieron estos elementos desconocidos. La relación existente entre la frecuencia de los rayos X y su número atómico fue bautizada como Ley de Moseley. Gil Chaverri Rodríguez (1921-2005) Figura 23. Gil Chaverri R. Gil Chaverri Rodríguez (Heredia, Costa Rica, 15 de marzo de 1921 - San José, Costa Rica, 27 de mayo de 2005), fue un químico y físico costarricense, autor de un arreglo de la Tabla periódica de los elementos basada en la estructura electrónica de los elementos, la cual permite colocar las series lantánidos y los actínidos en una secuencia lógica de acuerdo con su número atómico. Es autor de un arreglo original de la Tabla periódica de los elementos, conocido internacionalmente publicado en 1952 en la revista Journal of Chemical Education. Este arreglo fue sometido en los Estados Unidos a un estudio de evaluación junto con muchos otros arreglos publicados en todo el mundo, habiendo alcanzado el reconocimiento y la distinción de ser uno de los mejores. El arreglo de la Tabla Periódica de los Elementos según Gil Chaverri toma en cuenta fundamentalmente la estructura electrónica de un elemento para determinar la posición del elemento en la Tabla. Los siguientes aspectos son característicos de la Tabla. Se toma en cuenta que los diferentes períodos de elementos tienen longitud diferente, pues el primero es de dos elementos, luego siguen dos períodos de ocho elementos cada uno, a continuación otros dos períodos de 18 elementos cada uno, luego un período de treinta y dos elementos y finalmente un sétimo período incompleto. La Tabla toma en cuenta el hecho importante de que, a pesar de esa longitud variable, los primeros dos elementos y los últimos seis elementos de cada período tienen respectivamente propiedades similares, formando los ocho grupos o columnas de elementos representativos, con propiedades químicas similares. Los elementos que constituyen las Series de Transición y las Series de Tierras Raras están colocados en filas, en lugares que corresponden a la manera cómo se llenan los subniveles energéticos que caracterizan a estos elementos. A cada elemento le corresponde un lugar preciso y único, en una casilla dentro de la Tabla, sin que haya necesidad de colocar elementos fuera de la Tabla, al pié de la misma, como se hace en arreglos anteriores. Con la información suministrada por la Tabla, se puede deducir cuál es la estructura electrónica de un elemento cualquiera, a partir de su colocación en la Tabla, salvo los pocos casos en que se presentan pequeñas irregularidades. En general la Tabla constituye un arreglo basado en la estructura electrónica de los elementos químicos y con este criterio se determina su posición en el arreglo y ha servido para la enseñanza de la Química en todos los planteles educativos de varios países por un lapso de treinta años. . Estructura y organizacion de la Tabla Periodica Moderna La tabla periódica moderna está relacionada con la configuración electrónica de los átomos. En ella se encuentran todos los elementos químicos conocidos, tanto los 92 que se encontraron en la naturaleza como los que se obtuvieron en en laboratorio por medio de reacciones nucleares. Los elementos están ordenados por su número atómico creciente, de izquierda a derecha. Comienza por el 1H, sigue con el 2He, 3Li, 4Be, 5B, 6C, 7N, como puede observarse en la figura 1. Figura 24. Tabla periódica moderna A cada elemento le corresponde una cuadrícula, donde figuran el correspondiente símbolo y otros datos, tales como el número atómico, la masa atómica, la distribución de los electrones. La tabla periódica actual es un sistema donde se clasifican los elementos conocidos hasta la fecha. Se colocan de izquierda a derecha y de arriba a abajo en orden creciente de sus números atómicos. Los elementos están ordenados en siete hileras horizontales llamadas periodos, y en 18 columnas verticales llamadas grupos o familias.7 Hacia abajo y a la izquierda aumenta el radio atómico y el radio iónico. Hacia arriba y a la derecha aumenta la energía de ionización, la afinidad electrónica y la electronegatividad. Grupos A las columnas verticales de la tabla periódica se les conoce como grupos o familias. Hay 18 grupos en la tabla periódica estándar, de los cuales diez son grupos cortos y los ocho restantes largos, que muchos de estos grupos correspondan a conocidas familias de elementos químicos: la tabla periódica se ideó para ordenar estas familias de una forma coherente y fácil de ver. Todos los elementos que pertenecen a un grupo tienen la misma valencia atómica, entendido como el número de electrones en la última capa, y por ello, tienen propiedades similares entre sí. La explicación moderna del ordenamiento en la tabla periódica es que los elementos de un grupo poseen configuraciones electrónicas similares y la misma valencia atómica, o número de electrones en la última capa. Dado que las propiedades químicas dependen profundamente de las interacciones de los electrones que están ubicados en los niveles más externos, los elementos de un mismo grupo tienen propiedades químicas similares. Por ejemplo, los elementos en el grupo 1 tienen una configuración electrónica ns1 y una valencia de 1 (un electrón externo) y todos tienden a perder ese electrón al enlazarse como iones positivos de +1. Los elementos en el último grupo de la derecha son los gases nobles, los cuales tienen lleno su último nivel de energía (regla del octeto) y, por ello, son excepcionalmente no reactivos y son también llamados gases inertes. Figura 25. Grupos de en la tabla periódica Numerados de izquierda a derecha utilizando números arábigos, según la última recomendación de la IUPAC (según la antigua propuesta de la IUPAC) de 1988 y entre paréntesis según el sistema estadounidense, los grupos de la tabla periódica son: Grupo 1 (I A): los metales alcalinos Los alcalinos son los seis elementos situados en el grupo 1A de la tabla periódica1 (excepto el hidrógeno que es un gas). El grupo incluye Litio (Li), Sodio (Na), Potasio (K), Rubidio (Rb), Cesio (Cs), Francio (Fr). Cada uno tiene solo un electrón en su nivel energético más externo, con tendencia a perderlo (esto es debido a que tienen poca afinidad electrónica, y baja energía de ionización), con lo que forman un ion monopositivo, M+. Presentan densidades muy bajas y son buenos conductores de calor y la electricidad; reaccionan de inmediato con el agua, oxígeno 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 el oxígeno, se venden en recipientes al vacío, pero por lo general se almacenan bajo aceite mineral queroseno. La configuración electrónica del grupo 1 o los metales alcalinos es ns¹. Por ello se dice que se encuentran en la zona "s" de la tabla periódica Grupo 2 (II A): los metales alcalinotérreos. Los metales alcalinotérreos son un grupo de elementos que se encuentran situados en el grupo 2 de la tabla periódica y son los siguientes: Berilio (Be), Magnesio (Mg), Calcio (Ca), Estroncio (Sr), Bario (Ba) y Radio (Ra). Este último no siempre se considera, pues tiene un tiempo de vida media corta. El nombre «alcalinotérreos» proviene del nombre que recibían sus óxidos, «tierras», que tienen propiedades básicas (alcalinas). Poseen una electronegatividad ≤ 1,5ι según la escala de Paulingέ Características: son más duros que los metales alcalinos, tienen brillo y son buenos conductores eléctricos; menos reactivos que los alcalinos, buenos agentes reductores y forman compuestos iónicos. Propiedades Aspecto de metales alcalinotérreos: berilio, magnesio, calcio, estroncio y bario. Tienen configuración electrónica y tienen dos electrones s2. Tienen baja energía de ionización, aunque mayor que los alcalinos del mismo período, tanto menor si se desciende en el grupo. A excepción del berilio, forman compuestos claramente iónicos. Son metales de baja densidad, coloreados y blandos. La solubilidad de sus compuestos es bastante menor que sus correspondientes alcalinos. Todos tienen sólo dos electrones en su nivel energético más externo, con tendencia a perderlos, con lo que forman un ion positivo. Todos tienen como valencia +2. Reacciones Reaccionan con facilidad con halógenos para formar sales iónicas. Y así probar lo que queremos hacer M + X2 —> MX2 Metales alcalinotérreos, obtención y aplicaciones Existen dos métodos fundamentales de obtención: Electrólisis de sus haluros fundidos: MX2 (l) —> M (l) + X2(g). Reducción de sus óxidos con carbono: MO(s) + C(s) —> M(s) + CO (g) El Berilio se emplea en la tecnología nuclear y en aleaciones de baja densidad, elevada solidez y estabilidad frente a la corrosión. Grupo 3 (III B): familia del Escandio (tierras raras y actínidos). Un elemento del grupo 3 es un elemento situado dentro de la tabla periódica en el grupo 3. Los átomos de estos elementos tienen gran tendencia a oxidarse y son muy reactivos, predominando el estado de oxidación +3. Presentan propiedades muy similares al aluminio. Dan lugar a iones incoloros. El grupo 3 comprende los siguientes elementos: Escandio (21), Itrio (39), Lantano (57), Lutecio (71), Actino (89), Lawrencio (103) Dentro de sus propiedades pueden citarse las siguientes: son sólidos, tienen brillo, son reactivos y conducen la electricidad Grupo 4 (IV B): familia del Titanio. El grupo 4 de la tabla periódica lo comprenden los elementos titanio (Ti), circonio (Zr) y hafnio (Hf), así como el elemento rutherfordio (Rf), aunque no se suele tener en cuenta al referirse al grupo 4 pues se trata de un elemento sintético y radiactivo. "Grupo 4" es el nombre recomendado por la IUPAC; el antiguo nombre europeo es "grupo IVA", mientras que el nombre antiguo estadounidense es "grupo IVB". El nombre de la IUPAC no debe confundirse con los antiguos, dados con números romanos. Estos metales son bastante reactivos (sobre todo cuando están en forma de esponja porosa, de gran superficie específica, son pirofóricos; esto es, al exponerse a la acción del aire se vuelven rojos e inflaman espontáneamente). Al estar compactos son pasivos, casi inatacables por cualquier agente atmosférico. Grupo 5 (V B): familia del Vanadio. Un elemento del grupo 5 es un elemento situado dentro de la tabla periódica en el grupo 5 que comprende los elementos: vanadio (23), niobio (41), tántalo (73), dubnio (105). Estos elementos tienen en sus niveles electrónicos más externos 5 electrones. El dubnio no se encuentra en la naturaleza y se produce en en laboratorio, por lo que al hablar de las propiedades de los elementos del grupo 5, se suele obviar este elemento. Grupo 6 (VI B): familia del Cromo. En este grupo se encuentran los siguientes elementos: cromo (24), molibdeno (42), wolframio (74), seaborgio (106) "Grupo 6" es el actual nombre recomendado por la IUPAC. Antes se empleaba "grupo VIA" en el sistema europeo y "grupo VIB" en el estadounidense. Grupo 7 (VII B): familia del Manganeso. El grupo 7 de la tabla periódica lo comprenden los elementos manganeso (Mn), tecnecio (Tc) y renio (Re), así como el elemento de número atómico 107, con el nombre sistemático de unnilseptio (Uns); aunque éste no se suele considerar al referirse al grupo 7. "Grupo 7" es el nombre recomendado por la IUPAC; el antiguo nombre europeo es "grupo VIIA", mientras que el nombre antiguo estadounidense es "grupo VIIB". El nombre de la IUPAC no debe confundirse con los antiguos, dados con números romanos. El manganeso es un metal con forma de un bloque de cesped muy común en la naturaleza, mientras los otros elementos son muy raros. El tecnecio no tiene isótopos estables y durante mucho tiempo se creyó que no se encontraba en la naturaleza. El renio se encuentra tan sólo en trazas. Grupo 8 (VIII B): familia del Hierro. Un elemento del grupo 8 es un elemento situado dentro de la tabla periódica en el grupo 8 que comprende los elementos: Hierro (26), Rutenio (44), Osmio (76), Hassio (108). En los niveles electrónicos externos de estos elementos hay 8 electrones, aunque el hierro no alcanza el estado de oxidación +8. El hassio se produce sólo en en laboratorio, no se encuentra en la naturaleza, y al referirse al grupo 8 se suele obviar este elemento. "Grupo 8" es el actual nombre recomendado por la IUPAC. El antiguo sistema europeo y el estadounidense englobaban dentro del "grupo VIII" (o VIIIA el europeo y VIIIB el estadounidense) a los actuales grupos 8, 9 y 10. Grupo 9 (VIII B): familia del Cobalto. Los elementos del grupo 9 son: Cobalto (27), Rodio (45), Iridio (77), Meitnerio (109). Son conocidos como metales de transición A temperatura ambiente todos son sólidos. El Meitnerio (109) es sintético y no están en la naturaleza. Grupo 10 (VIII B): familia del Níquel. Los elementos del grupo 10 son: Níquel (28), Paladio (46), Platino (78), Darmstadtio (110). En la tabla se conocen como metales de transición A temperatura ambiente todos son sólidos. Propiedades comunes Los estados de oxidación más comunes de los elementos de este grupo son 0 y +II. Todos se encuentran en la naturaleza en forma elemental aunque el níquel como el más reactivo de ellos, sólo en forma de aleación en algunos meteoritos. Todos estos elementos tienen completados los orbitales "d" de su capa de valencia lo que explica su relativa inercia frente a los agentes oxidantes que se hace más patente bajando en el grupo. Todos son metales importantes en orfebrería y en la industria química dada sus propiedades catalíticas. Además se emplean o emplearon como metales en la acuñación de monedas. Grupo 11 (I B): familia del Cobre. El grupo 11 de la tabla periódica lo comprenden los elementos cobre (Cu), plata (Ag), oro (Au), Roentgenio (Rg). Los tres metales son denominados "metales de acuñar", aunque no es un nombre recomendado por la IUPAC. Son relativamente inertes y difíciles de corroer. De hecho los tres existen en forma de elemento en la corteza terrestre y no se disuelven en ácidos no oxidantes y en ausencia de oxígeno. Se han empleado ampliamente en la acuñación de monedas, y de esta aplicación proviene el nombre de metales de acuñar. El cobre y el oro son de los pocos metales que presentan color. Aparte de sus aplicaciones monetarias o decorativas, tienen otras muchas aplicaciones industriales debido a algunas de sus excelentes propiedades. Son muy buenos conductores de la electricidad (los más conductores de todos los metales son la plata, el cobre y el oro, en este orden). La plata también es el elemento que presenta una mayor conductividad térmica y mayor reflectancia de la luz. Además, la plata tiene la poco común propiedad de que la capa que se forma al oxidarse sigue siendo conductora de la electricidad. El cobre también se emplea ampliamente en cables eléctricos y en electrónica. A veces se emplean contactos de oro en equipos de precisión. En ocasiones también se emplea la plata en estas aplicaciones, y también en fotografía, agricultura (sobre todo el cobre en formulaciones de fungicidas), medicamentos, equipos de sonido y aplicaciones científicas. Estos metales son bastante blandos y no soportan bien el uso diario de las monedas, desgastándose con el tiempo. Por esto deben ser aleados con otros metales para conseguir monedas más duraderas, más duras y más resistentes al desgaste. Grupo 12 (II B): familia del Zinc. Elementos del grupo 12: Se denomina grupo en la Tabla periódica de los elementos, a cada una de sus columnas verticales, clasificadas tradicionalmente de izquierda a derecha, desde el número 1 al 18. Vale recordar que todos los elementos de un grupo tienen una gran semejanza, compartiendo muchas propiedades químicas y físicas, y generalmente son diferentes de los elementos de los otros grupos. Por ejemplo, los elementos del grupo 1, a excepción del hidrógeno, son metales, mientras que los del grupo 17, exceptuando el astato, son no metales. Las configuraciones electrónicas de estos elementos son ns2 (n-1)d10. Estos metales no se consideran metales de transición ya que según la IUPAC un elemento de transición es aquel que tiene la subcapa d o f parcialmente llena y puede tratarse de un elemento neutro o de un ion. De tal modo, en el Grupo (o columna) 12 encontramos: zinc (Zn), cadmio (Cd), mercurio (Hg), copernicio (Cn). Grupo 13 (III A): los térreos. El grupo del boro, elementos térreos, boroides o boroideos es una serie de elementos que están situados en el grupo 13 de la tabla periódica. Su nombre proviene de Tierra, ya que el aluminio es el elemento más abundante en ella, llegando a un 7.5%. Tienen tres electrones en su nivel energético más externo. Su configuración electrónica es ns2np1. El primer elemento del grupo 13 es el boro (B) (aunque también se lo conoce como grupo del aluminio por su concurrido uso en la actualidad), 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 (Ti), que forman iones con una carga triple positiva (3+), salvo el talio que lo hace con una carga monopositiva (1+). La característica del grupo es que los elementos tienen tres electrones en su capa más externa, por lo que suelen formar compuestos en los que presentan un estado de oxidación +3. El talio difiere de los demás en que también es importante su estado de oxidación +1. Esta baja reactividad del par de electrones es conforme se baja en el grupo se presenta también en otros grupos, se denomina efecto del par inerte y se explica considerando que al bajar en el grupo las energías medias de enlace van disminuyendo. Propiedades Ninguno muestra tendencia a formar aniones simples. Tienen estado de oxidación +3, pero también +1 en varios elementos. Esto ocurre debido al "Efecto Par Inerte" según el cual, al perder primero un electrón del orbital np, el orbital ns queda lleno, lo que lo hace menos reactivo. Para Ga e In, el estado de oxidación +1 es menos importante que +3. Para Tl, los compuestos con Tl+ se asemejan a los compuestos con metales alcalinos. El boro se diferencia del resto de los elementos del grupo porque es un metaloide, mientras que los demás van aumentando su carácter metálico conforme se desciende en el grupo. Debido a esto, puede formar enlaces covalentes bien definidos, es un semiconductor, es duro a diferencia del resto que son muy blandos. El boro forma compuestos con hidrógeno llamados boranos, siendo el más simple el diborano, B2H6. Como se ve, la molécula presenta un enlace de tres centros, no se puede distinguir cual enlace H-B-H se forma primero y su longitud es la misma. Tienen puntos de fusión muy bajos, a excepción del boro. El boro es un metaloide con un punto de fusión muy alto y gran dureza en el que predominan las propiedades no metálicas. Los otros elementos que comprenden este grupo son metales y forman, como el boro, iones con un carga triple positiva (3+); presentan puntos de fusión notablemente más bajos que el boro —destacando el galio que funde a tan sólo 29ºC— y son blandos y maleables. No reaccionan con agua, excepto el aluminio, que reacciona en su superficie formando una película que impide que continúe la reacción. 2Al(s) + 3 H2O —> Al2O3(s) + 3H2 (g). Grupo 14 (IV A): los carbonoideos. El grupo IV de la tabla periódica de los elementos (antiguo grupo IV A), también conocido como grupo del carbono o de los carbonoideos, está formado por los siguientes elementos: carbono (C), silicio (Si), germanio (Ge), estaño (Sn) y plomo (Pb). La mayoría de los elementos de este grupo son muy conocidos y difundidos, especialmente el carbono, elemento fundamental de la química orgánica. A su vez, el silicio es uno de los elementos más abundantes en la corteza terrestre (28%), y de gran importancia en la sociedad a partir del siglo XX, ya que es el elemento principal de los circuitos integrados. Al bajar en el grupo, estos elementos van teniendo características cada vez más metálicas: el carbono es un no metal, el silicio y el germanio son semimetales, y el estaño y el plomo son metales. Grupo 15 (V A): los nitrogenoideos. El grupo del nitrógeno está compuesto por los gases butano en 1550 de hidrocarburoo elementos químicos del grupo 15 de la tabla periódica, los cuales son: nitrógeno (N), fósforo (P), arsénico (As), antimonio (Sb), bismuto (Bi) y el elemento sintético ununpentio (Uup), cuyo descubrimiento aún no ha sido confirmado. Estos elementos también reciben el nombre de pnicógenos1 o nitrogenoideos. Propiedades A alta temperatura son muy reactivos y suelen formarse enlaces covalentes entre el D y el P y enlaces iónicos entre Sb y Bi y otros elementos. El nitrógeno reacciona con O2 y H2 a altas temperaturas. Ejemplo de reacción con H2: N2 + 3H2 → 2NH3 El bismuto reacciona con O2 y con halógenos, formando bismita y bismutina entre otros compuestos. A continuación se muestra una tabla con las características generales de estos elementos Figura 26. Propiedades de los nitrogenoides Grupo 16 (VI A): los calcógenos o anfígenos. El grupo de los anfígenos o calcógenos es también llamado familia del oxígeno y es el grupo conocido antiguamente como VIA, y actualmente grupo 16 (según la IUPAC) en la tabla periódica de los elementos, formado por los siguientes elementos: oxígeno (O), azufre (S), selenio (Se), telurio (Te) y polonio (Po). El nombre de anfígeno en español deriva de la propiedad de algunos de sus elementos de formar compuestos con carácter ácido o básico. Aunque todos ellos tienen seis electrones de valencia (última capa s2p4) ,1 sus propiedades varían de no metálicas a metálicas en cierto grado, conforme aumenta su número atómico. El oxígeno y el azufre se utilizan abiertamente en la industria y el telurio y el selenio en la fabricación de semiconductores. Descripción Para adquirir la configuración electrónica de octeto típica de un gas noble, estos elementos deben aceptar un par de electrones, por lo que generalmente presentan estados de oxidación negativo, aunque al descender en el grupo los potenciales de ionización son más pequeños y se presentan también estados de oxidación positivos más típicos de los metales. El oxígeno existe abundantemente en la tierra, en el aire y combinado en el agua, formando óxidos, hidróxidos y algunas sales. El azufre también se presenta en abundancia, tanto en estado elemental como combinado. El selenio y el telurio se encuentran libres y combinados, aunque con menos abundancia. Finalmente, el polonio es un elemento radiactivo que se encuentra escasamente presente en la naturaleza, en forma de sales. Este grupo de elementos también se combina con algunos metales formando calcogenuros. La reactividad de estos elementos varía desde el oxígeno no metálico y muy electronegativo, hasta el polonio metálico. El oxígeno presenta unas propiedades muy distintas de los otros elementos del grupo, pues su diferente reactividad nace del pequeño tamaño del oxígeno, que le hace muy oxidante y, por tanto, muy reactivo. Etimológicamente el término 'anfígeno' proviene del griego y significa formador de ácidos y bases. Grupo 17 (VII A): los halógenos. Los halógenos (del griego, formador de sales) son los elementos químicos que forman el grupo 17 (XVII A, utilizado anteriormente) de la tabla periódica: flúor (F), cloro (Cl), bromo (Br), yodo (I), astato (At) y ununseptio (Uus). Este último también está en los metales del bloque f. En estado natural se encuentran como moléculas diatómicas químicamente activas [X2]. Para llenar por completo su último nivel energético (s2p5) necesitan un electrón más, por lo que tienen tendencia a formar un ion mononegativo, X-. Este ion se denomina haluro; las sales que lo contienen se conocen como halurosέ Poseen una electronegatividad ≥ 2,5 según la escala de Pauling, presentando el flúor la mayor electronegatividad, y disminuyendo ésta al bajar en el grupo. Son elementos oxidantes (disminuyendo esta característica al bajar en el grupo), y el flúor es capaz de llevar a la mayor parte de los elementos al mayor estado de oxidación. Muchos compuestos orgánicos sintéticos, y algunos naturales, y que contienen halógenos; a estos compuestos se les llama compuestos halogenados. La hormona tiroidea contiene átomos de yodo. Los cloruros tienen un papel importante en el funcionamiento del cerebro mediante la acción del neurotransmisor inhibidor de la transmisión GABA (ácido gammaamino butírico). Algunos compuestos presentan propiedades similares a las de los halógenos, por lo que reciben el nombre de pseudohalógenos. Puede existir el pseudohalogenuro, pero no el pseudohalógeno correspondiente. Algunos pseudohalogenuros: cianuro (CN-), tiocianato (SCN-), fulminato (CNO-), etcétera. Los fenicios y los griegos de la antigüedad utilizaron la sal común para la conservación de alimentos, especialmente en la salazón del pescado. Etimológicamente, la palabra "halógeno" proviene del griego hals, 'sal' y genes, 'origen' (que origina sal). El nombre halógeno, o formador de sal, se refiere a la propiedad de cada uno de los halógenos de formar, con el sodio, una sal similar a la sal común (cloruro de sodio). Todos los miembros del grupo tienen una valencia de -1 y se combinan con los metales para formar halogenuros (también llamados haluros), así como con metales y no metales para formar iones complejos. Los cuatro primeros elementos del grupo reaccionan con facilidad con los hidrocarburos, obteniéndose los halogenuros de alquilo. Los elementos halógenos son aquellos que ocupan el grupo 7 del Sistema Periódico. Las formas moleculares de los halógenos (diatómicas) F, Cl, Br, I y At, son elementos volátiles, cuyo color se intensifica al aumentar el número atómico. El flúor es un gas de color amarillo pálido, ligeramente más pesado que aire, corrosivo y de olor penetrante e irritante. El cloro es un gas amarillo verdoso de olor penetrante e irritante. El bromo a la temperatura ambiente es un líquido de color rojo oscuro, tres veces más denso que el agua, que se volatiliza con facilidad produciendo un vapor rojizo venenoso. El yodo es un sólido cristalino a temperatura ambiente, de color negro y brillante, que sublima dando un vapor violeta muy denso, venenoso, con un olor picante como el del cloro. El Astato es un elemento muy inestable que existe sólo en formas radiactivas de vida corta, y que aparece en el proceso de desintegración del 235U. En la Tabla 1 se muestran algunas de las propiedades físicas y atómicas de los elementos de este grupo. Todos los átomos poseen una configuración que difiere de la de gas noble en un electrón, de forma que los elementos tienden a formar especies negativas, X¯ , o a formar enlaces covalentes simples. La química de estos elementos y sus compuestos cambian con el tamaño de los mismos. Como es esperable, los puntos de fusión y ebullición aumentan al descender en el grupo al contrario del derecho. Las energías de ionización de los halógenos presentan valores muy altos que van disminuyendo al aumentar el número atómico. Las afinidades electrónicas son elevadas como consecuencia de la tendencia a ganar un electrón y conseguir así la configuración de gas(es) noble(s). Aplicaciones en general más importantes de los halógenos Aparte de las ya citadas lámparas halógenas, existen muchas otras aplicaciones de los halógenos. Los derivados del flúor tienen una notable importancia en el ámbito de la industria. Entre ellos destacan los hidrocarburos fluorados, como el anticongelante freón y la resina teflón, lubricante de notables propiedades mecánicas. El cloro encuentra su principal aplicación como agente de blanqueo en las industrias papelera y textil. Así mismo, se emplea en la esterilización del agua potable y de las piscinas, y en las industrias de colorantes, medicamentos y desinfectantes. Los bromuros actúan médicamente como sedantes, y el bromuro de plata se utiliza como un elemento fundamental en las placas fotográficas. El yodo, cuya presencia en el organismo humano resulta esencial y cuyo defecto produce bocio, se emplea como antiséptico en caso de heridas y quemaduras. Grupo 18 (VIII A): los gases nobles. Los gases nobles son un grupo de elementos químicos con propiedades muy similares: por ejemplo, bajo condiciones normales, son gases monoatómicos inodoros, incoloros y presentan una reactividad química muy baja. Se sitúan en el grupo 18 (VIIIA) 1 de la tabla periódica (anteriormente llamado grupo 0). Los siete gases son helio (He), neón (Ne), argón (Ar), kriptón (Kr), xenón (Xe), el radiactivo radón (Rn) y ununoctio (Uuo). Las propiedades de los gases nobles pueden ser explicadas por las teorías modernas de la estructura atómica: a su capa electrónica de electrones valentes se la considera completa, dándoles poca tendencia a participar en reacciones químicas, por lo que solo unos pocos compuestos de gases nobles han sido preparados hasta 2008. El xenón reacciona de manera espontánea con el flúor (debido a la alta electronegatividad de éste), y a partir de los compuestos resultantes se han alcanzado otros. También se han aislado algunos compuestos con kriptón. Los puntos de fusión y de ebullición de cada gas noble están muy próximos, difiriendo en menos de 10 C°; consecuentemente, solo son líquidos en un rango muy pequeño de temperaturas. El neón, argón, kriptón y xenón se obtienen del aire usando los métodos de licuefacción y destilación fraccionada. El helio es típicamente separado del gas natural y el radón se aísla normalmente a partir del decaimiento radioactivo de compuestos disueltos del radio. Los gases nobles tienen muchas aplicaciones importantes en industrias como iluminación, soldadura y exploración espacial. La combinación helio-oxígeno-nitrógeno (trimix) se emplea para respirar en inmersiones de profundidad para evitar que los buzos sufran el efecto narcótico del nitrógeno. Después de verse los riesgos causados por la inflamabilidad del hidrógeno, éste fue reemplazado por helio en los dirigibles y globos aerostáticos. El helio fue detectado por primera vez en el Sol debido a sus características de líneas espectrales. Gas noble es una traducción del nombre alemán Edelgas, usado por primera vez en 1257 por Hugo Johan, para indicar su extremadamente bajo nivel de reactividad. El nombre hace una analogía con el término "metales nobles", como el oro, asociado con riqueza y nobleza, y que tiene también una baja reactividad. También se ha dado a los gases nobles el nombre gases inertes, pero esta etiqueta ha sido desaprobada a medida que los gases nobles se han ido conociendo más. Gases raros es otro término que se ha utilizado, pero también es incorrecto porque el argón conforma una parte bastante considerable (0,94 % por volumen, 1,3 % por masa) de la atmósfera terrestre. Pierre Janssen y Joseph Norman Lockyer fueron los primeros en descubrir un gas noble el 18 de agosto de 1868 cuando examinaban la cromosfera del Sol, y lo llamaron helio a partir de la palabra griega para el Sol, (ílios o helios)έθ Anteriormente, en 1ικ4, el químico y físico inglés Henry Cavendish había descubierto que el aire contenía una pequeña proporción de una sustancia menos reactiva que el nitrógeno.7 Un siglo más tarde, en 1895, Lord Rayleigh descubrió que las muestras de nitrógeno del aire son de diferente densidad que las del nitrógeno como consecuencia de reacciones químicas. En colaboración con William Ramsay, científico del University College de Londres, Lord Rayleigh postuló que el nitrógeno extraído del aire se encontraba mezclado con otro gas y ejecutó un experimento que consiguió aislar exitosamente un nuevo elemento: el argón, palabra derivada del griego argós, "inactivo".7 A partir de este descubrimiento, notaron que faltaba una clase completa de gases en la tabla periódica. Durante su búsqueda del argón, Ramsay también consiguió aislar el helio por primera vez, al calentar cleveíta, un mineral. En 1902, después de aceptar la evidencia de la existencia de los elementos helio y argón, Dmitri Mendeléyev incluyó estos gases nobles como Grupo 0 en su clasificación de elementos, que posteriormente se convertiría en la tabla periódica. Ramsay continuó con la búsqueda de estos gases usando el método de la destilación fraccionada para separar aire líquido en varios componentes. En 1898, descubrió el kriptón, el neón y el xenón, llamados así a partir del griego υπτό (kryptós, "oculto"), (néos, "nuevo"), y (xénos, "extraño"), respectivamenteέ Por su parte, el radón fue identificado por primera vez en 1898 por Friedrich Ernst Dorn, y se le llamó emanación de radio, pero no fue considerado como un gas noble hasta 1904, cuando se determinó que sus características eran similares a las de los otros gases nobles.10 Ese mismo año, Rayleigh y Ramsay recibieron el premio Nobel de Física y Química, respectivamente, por el descubrimiento de los gases nobles. El descubrimiento de los gases nobles ayudó a la compresión de la estructura atómica. En 1895, el químico francés Heri Moissan intentó infructuosamente producir una reacción entre el flúor, el elemento más electronegativo, y el argón, uno de los gases nobles, con el fin de aislar de la atmósfera aquellos gases caracterizados por su extraordinaria inercia química, comenzando por el que está en mayor abundancia relativa, y de crear nuevos elementos o compuestos.13 14 Los científicos fueron incapaces de producir compuestos de argón hasta fines del siglo XX, pero sus intentos ayudaron a desarrollar nuevas teorías de la estructura atómica. Basándose en estos experimentos, el físico danés Niels Bohr propuso en 1913 que los electrones en los átomos se encontraban ordenados en capas electrónicas en torno al núcleo y que en el caso de los gases nobles, exceptuando al helio, la capa exterior siempre contenía ocho electrones.10 En 1916, Gilbert N. Lewis formuló la regla del octeto, la cual concluye que la configuración más estable para cualquier átomo es contar con ocho electrones en la capa exterior; esta configuración produce elementos que no reaccionan con otros, ya que no necesitan más electrones para completar su capa exterior. En 1962 Neil Bartlett descubrió el primer compuesto químico de un gas noble, el hexafluoroplatinato de xenón. Compuestos de otros gases nobles fueron descubiertos poco después: en 1962, el fluoruro de radón, y en 1963, el difluoruro de kriptón (KrF2). El primer compuesto estable de argón se reportó en 2000 cuando se formó el fluorohidruro de argón a una temperatura de 4ί K (−233,2 °Cν −3κι,ι °F)έ En diciembre de 1998, científicos del Joint Institute for Nuclear Research trabajando en Dubna, Rusia, bombardearon plutonio (Pu) con calcio (Ca) para producir un único átomo del elemento 114,20 bajo el nombre Flerovio (Fl). Experimentos químicos preliminares indican que este elemento puede ser el primer elemento transuránico en mostrar propiedades anormales y parecidas a las de los gases nobles, aun cuando es miembro del grupo 14 en la tabla periódica. En octubre de 2006, científicos del Joint Institute for Nuclear Research y den lawrence Livermore National Laboratory sintetizaron exitosamente el ununoctio (Uuo), el séptimo elemento en el Grupo 18,23 al bombardear californio (Cf) con calcio (Ca). Como curiosidad cabe indicar que la discusión científica sobre la posibilidad de licuar estos gases dio lugar al descubrimiento de la superconductividad por el físico holandés Heike Kamerlingh Onnes. Propiedades físicas y atómicas. Los gases nobles cuentan con fuerzas intermoleculares muy débiles y, por lo tanto, tienen puntos de fusión y de ebullición muy bajos. Todos ellos son gases monoatómicos bajo condiciones estándar, incluyendo aquellos que tienen masas atómicas mayores que algunos elementos que se encuentran normalmente en estado sólido. El helio tiene varias propiedades únicas con respecto a otros elementos: tanto su punto de ebullición como el de fusión son menores que los de cualquier otra sustancia conocida; es el único elemento conocido que presenta superfluidez; de la misma manera no puede ser solidificado por enfriamiento bajo condiciones estándar, sino que se convierte en sólido bajo una presión de 25 atm (2500 kPa; 370 psi) y 0,95 K (−2ι2,2ί °Cν −45ιέλθί °F)έ Los gases nobles hasta el xenón tienen múltiples isótopos estables. El radón no tiene isótopos estables; su isótopo de mayor duración tiene un periodo de semidesintegración de 3,8 días que puede formar helio y polonio. Figura 27. Propiedades de los gases nobles. El radio atómico de los gases nobles aumenta de un periodo a otro debido al incremento en el número de electrones. El tamaño del átomo se relaciona con varias propiedades. Por ejemplo, el potencial de ionización disminuye a medida que aumenta el radio ya que los electrones de valencia en los átomos más grandes se encuentran más alejados del núcleo y, por lo tanto, no se encuentran ligados tan fuertemente por el átomo. Los gases nobles tienen los mayores potenciales de ionización de cada periodo, lo cual refleja lo estable que es su configuración electrónica y genera su falta de reactividad química. Sin embargo, algunos de los gases nobles más pesados tienen potenciales de ionización lo suficientemente bajos para ser comparables a los de otros elementos y moléculas. El químico Neil Bartlett, intentando crear el compuesto de un gas noble, notó que el potencial de ionización del xenón era similar al de la molécula de oxígeno, por lo que intentó oxidar xenón usando hexafluoruro de platino, un agente oxidante tan fuerte que es capaz de reaccionar con oxígeno. Los gases nobles no pueden aceptar un electrón para formar aniones estables. Esto quiere decir que poseen una afinidad electrónica negativa. Las propiedades físicas macroscópicas de los gases nobles están determinadas por las débiles fuerzas de Van der Waals que se dan entre átomos. Las fuerzas de atracción aumentan con el tamaño del átomo como un resultado del incremento en la polarizabilidad y el descenso del potencial de ionización. Esto lleva a tendencias grupales sistemáticas. Por ejemplo, a medida que se baja en los grupos de la tabla periódica, el radio atómico y las fuerzas interatómicas aumentan. De igual forma, se adquieren mayores puntos de fusión y de ebullición, entalpía de vaporización y solubilidad. El aumento de densidad se debe al incremento en masa atómica. Los gases nobles se comportan como gases ideales bajo condiciones normales de presión y temperatura, pero sus tendencias anormales a la ley de los gases ideales proporcionan claves importantes para el estudio de las fuerzas e interacciones moleculares. El potencial de Lennard-Jones, usado frecuentemente para modelar fuerzas intermoleculares, fue deducido en 1924 por John Lennard-Jones a partir de datos experimentales del argón antes de que el desarrollo de la mecánica cuántica proporcionara las herramientas necesarias para entender las fuerzas intermoleculares a partir de primeros principios. El análisis teórico de estas fuerzas se volvió viable debido a que los gases nobles son monoatómicos, y por tanto isótropos (independientes de la dirección). En los seis primeros periodos de la tabla periódica, los gases nobles son exactamente los miembros del grupo 18 (8A) de la tabla (anteriormente conocido como grupo 0). Sin embargo, esto ya no es cierto en el séptimo periodo (debido a efectos relativistas): el siguiente miembro del grupo 18, el ununoctio, probablemente no es un gas noble. En cambio, el miembro del grupo 14 Flerovio presenta propiedades similares a las de los gases nobles. Los gases nobles son incoloros, inodoros, insípidos y no inflamables en condiciones normales. Antiguamente se les asignaba el grupo 0 de la tabla periódica porque se creía que tenían una valencia cero, es decir, que sus átomos no se pueden combinar con otros elementos para formar compuestos. Sin embargo, más tarde se descubrió que algunos sí forman compuestos, haciendo que se abandonara esta denominación.10 Se conoce muy poco sobre las propiedades del miembro más reciente del grupo 18, el ununoctio (Uuo).31 Los gases nobles tienen capas llenas de electrones de valencia. Los electrones de valencia son los electrones que se encuentran más al exterior de los átomos y normalmente son los únicos que participan en los enlaces químicos. Los átomos con capas de valencia llenas de electrones son extremadamente estables y por tanto no tienden a formar enlaces químicos y tienen poca tendencia a ganar o perder electrones.32 Sin embargo, los gases nobles más pesados, como el radón, están unidos menos firmemente por la fuerza electromagnética que los más ligeros, como el helio, haciendo que sea más fácil retirar electrones exteriores de los gases nobles pesados. Debido a que dicha capa está completa, los gases nobles se pueden utilizar de acuerdo con la notación de configuración electrónica para dar lugar a una "notación de gases nobles". Para ello, primero se escribe el gas noble más cercano que precede al elemento en cuestión, y se continúa la configuración electrónica a partir de ese punto. Por ejemplo, la notación electrónica del carbono es 1s² 2s² 2p², y su notación de gas noble es [He] 2s² 2p². Esta notación hace que resulte más fácil identificar elementos, y es más corta que escribir toda la notación de orbitales atómicos. Los gases nobles tienen una reactividad extremadamente baja; a pesar de ello, se han formado una gran cantidad de compuestos de gases nobles. No se han formado compuestos neutros en los que el helio y el neón estén presentes en los enlaces químicos (aunque hay pruebas teóricas de algunos compuestos de helio), mientras que el xenón, el kriptón y el argón solo presentan una reactividad baja.34 La reactividad sigue el orden Ne < He < Ar < Kr < Xe < Rn. En 1933, Linus Pauling argumentó que los gases nobles más pesados podían formar compuestos con el flúor y el oxígeno. De igual forma, arguyó la existencia del hexafluoruro de kriptón (KrF6) y el hexafluoruro de xenón (XeF6), y especuló que el XeF8 podría existir como compuesto inestable, sugiriendo también que el ácido xénico (H2XeO4) podía formar sales de perxenato.35 36 Se ha demostrado que estas predicciones eran generalmente precisas, salvo que actualmente se cree que el XeF8 es termodinámica y cinéticamente inestable.37 Los compuestos de xenón son los más numerosos de los compuestos de gas noble que se han formado.38 La mayoría de ellos tienen el átomo de xenón en el estado de oxidación +2, +4, +6 ó +8 unido a átomos muy electronegativos como el flúor o el oxígeno, como en el fluoruro de xenón (XeF2), el tetrafluoruro de xenón (XeF4), el hexafluoruro de xenón (XeF6), el tetraóxido de xenón (XeO4) y el Perxenato de sodio (Na4XeO6). Algunos de estos compuestos han sido utilizados en la síntesis química como agentes oxidantes; el XeF2, en particular, está disponible comercialmente y se puede utilizar como agente fluorador.39 En 2007, se habían identificado unos quinientos compuestos de xenón unidos a otros elementos, incluyendo compuestos organoxenones (unidos con carbono), así como xenón unido a nitrógeno, cloro, oro, mercurio y al propio xenón.34 También se han observado compuestos de xenón unido a boro, hidrógeno, bromo, yodo, berilio, azufre, titanio, cobre y plata, pero solo a temperaturas bajas en matrices de gases nobles, o en jet streams de gases nobles. En teoría, el radón es más reactivo que el xenón, y por tanto debería formar enlaces químicos más fácilmente que el xenón. Sin embargo, debido a la gran radiactividad y la corta semivida de los isótopos del radón, en la práctica solo se han formado unos pocos fluoruros y óxidos de radón.40 El kriptón es menos reactivo que el xenón, pero se han observado diversos compuestos con el kriptón en el estado de oxidación +2.34 El difluoruro de kriptón es el más notable y fácil de caracterizar. También se han caracterizado compuestos en que el kriptón forma un enlace único con nitrógeno y oxígeno, pero solo son estables por debajo de −θί °C y −λί °C, respectivamenteέ Se han observado átomos de kriptón unidos químicamente a otros no metales (hidrógeno, cloro, carbono), así como algunos metales de transición tardíos (cobre, plata, oro), pero solo o bien a temperaturas bajas. Se utilizaron condiciones similares para obtener los primeros pocos compuestos de argón en el 2000, como el fluorohidruro de argón (HArF), y algunos unidos a los metales de transición tardíos. En 2007 no se conocían moléculas neutras estables con átomos de helio o neón con enlaces covalentes. Los gases nobles, incluyendo el helio, pueden formar iones moleculares estables en fase gaseosa. El más simple es el hidrohelio, HeH+, descubierto en 1925. Al estar compuesto por los dos elementos más abundantes del universo, el hidrógeno y el helio, se cree que se da naturalmente en el medio interestelar, aunque aún no ha sido detectado. Además de estos iones, hay muchos excímeros neutros conocidos de estos gases. Hay compuestos como ArF y KrF que solo son estables cuando se encuentran en un estado electrónico excitado, y algunos de ellos se emplean en los láseres de excímeros. Además de los compuestos en que un átomo de gas noble está implicado en un enlace covalente, los gases nobles también forman compuestos no covalentes. Los clatratos, descritos por primera vez en 1949, consisten en un átomo de gas noble atrapado dentro de cavidades de la estructura cristalina de determinadas sustancias orgánicas e inorgánicas. La condición esencial para que se formen es que los átomos invitados (los del gas noble) deben tener el tamaño adecuado para encajar en las cavidades de la estructura cristalina del huésped. Por ejemplo, el argón, el kriptón y el xenón forman clatratos con la hidroquinona, pero el helio y el neón no, pues son demasiado pequeños o tienen una polarizabilidad insuficiente para ser retenidos. El neón, el argón, el kriptón y el xenón también forman hidratos de clatratos; esto quiere decir que los gases nobles quedan atrapados dentro de la capa de helio de dichos compuestos. Los gases nobles pueden formar compuestos fulerenos endoédricos, en los que el átomo de gas noble está atrapado dentro de una molécula de fullereno. En 1993, se descubrió que cuando se expone C60, una molécula esférica compuesta de 60 átomos de carbono, gases nobles a una presión elevada, se pueden formar complejos como He@C60 (@ indica que He se encuentra contenido dentro de C60, pero que no está unido covalentemente).47 En 2008 se obtuvieron complejos endohédricos con helio, neón, argón, kriptón y xenón.48 Estos compuestos se utilizan en el estudio de la estructura y la reactividad de los fulerenos mediante la resonancia magnética nuclear del átomo de gas noble. Se considera que los compuestos de gases nobles, como el difluoruro de xenón (XeF2), son hipervalentes, pues violan la regla del octeto. Se puede explicar los enlaces en estos compuestos con un modelo de tres centros y cuatro electrones.50 51 Este modelo, propuesto por primera vez en 1951, considera la unión de tres átomos colineales. Por ejemplo, los enlaces de XeF2 se describen por un conjunto de tres orbitales moleculares derivadas de los orbitales p de cada átomo. Los enlaces resultan de la combinación de un orbital p de Xe con un orbital p medio lleno de cada átomo de F, resultando en un orbital de enlace lleno, un orbital de enlace no lleno, y un orbital de antienlace. El orbital molecular ocupado más alto se encuentra en los dos átomos terminales. Esto representa una localización de la carga facilitada por la alta electronegatividad del flúor. La química de los gases nobles más pesados, el kriptón y el xenón, está bien determinada. La de los más ligeros, el helio y el argón, aún se encuentra en un estado temprano, mientras que aún no se ha identificado algún compuesto de neón. Abundancia y producción La abundancia de los gases nobles en el universo disminuye a medida que aumenta su número atómico. El helio es el elemento más común en el universo después del hidrógeno, con una proporción de masa de aproximadamente el 24 %. La mayoría del helio del universo se formó durante la nucleosíntesis primordial, pero la cantidad de helio aumenta constantemente debido a la fusión de hidrógeno en la nucleosíntesis estelar (proceso realizado mediante reacciones nucleares que tiene su origen en las estrellas durante su proceso evolutivo, y que antecede a una supernova por colapso gravitatorio). La abundancia en la Tierra muestra tendencias diferentes; por ejemplo, el helio es solo el tercer gas noble más abundante de la atmósfera. El motivo es que no hay helio primordial en la atmósfera, ya que debido a la pequeña masa de este átomo, el helio no puede ser retenido por el campo gravitatorio terrestre. El helio de la Tierra deriva de la desintegración alfa de elementos pesados como el uranio o el torio de la corteza terrestre, y tiende a acumularse en yacimientos de gas natural. Por otro lado, la abundancia del argón crece como resultado de la desintegración alfa del potasio-40, que también se encuentra en la corteza terrestre, para formar argón-40, que es el isótopo del argón más abundante de la Tierra a pesar de ser relativamente raro en el sistema solar. Este proceso es la base del método de datación por potasio-argón. El xenón tiene una abundancia relativamente baja en la atmósfera, lo que se ha dado a conocer como el "problema del xenón desaparecido"; una teoría es que el xenón que falta podría estar atrapado en minerales dentro de la corteza terrestre. El radón se forma en la litosfera por la desintegración alfa del radio. Se puede filtrar en edificios a través de los cimientos y acumularse en áreas mal ventiladas. Debido a su gran radiactividad, el radón supone un riesgo significativo para la salud; solo en Estados Unidos, está asociado con unas 21.000 muertes por cáncer de pulmón cada año. El neón, el argón, el kriptón y el xenón se obtienen a partir del aire utilizando los métodos de licuefacción de gases, para convertir los elementos a un estado líquido, y de destilación fraccionada, para separar las mezclas en sus componentes. El helio se produce generalmente separándolo del gas natural, y el radón se aísla de la desintegración radioactiva de los compuestos de radio. El precio de los gases nobles está influido por su abundancia natural, siendo el argón el más barato y el xenón el más caro. Usos Hoy en día se utiliza helio líquido para refrigerar los imanes superconductores en los escáneres de resonancia magnética. Los gases nobles tienen un punto de ebullición y de fusión muy bajos, lo que los hace útiles como refrigerantes criogénicos. En particular, el helio líquido, que hierve a 4,2 K, se utiliza para imanes superconductores, como los que se emplean para la imagen por resonancia magnética y la resonancia magnética nuclear. El neón líquido, aunque no llega a temperaturas tan bajas como el helio líquido, también tiene aplicaciones en la criogenia, pues tiene una capacidad de refrigeración más de 40 veces superior a la del helio líquido y más de tres veces superior a la del hidrógeno líquido. El helio se utiliza como componente de los gases respirables para sustituir al nitrógeno, gracias a su baja solubilidad en fluidos, especialmente en lípidos. Los gases son absorbidos por la sangre y los tejidos corporales cuando hay presión, como en el submarinismo, lo que provoca un efecto anestésico conocido como "mal de profundidad". Debido a su baja solubilidad, entra poco helio en las membranas celulares, y cuando se utiliza helio para sustituir parte de los gases respirables, como en el trimix o el heliox, se consigue una reducción del efecto narcótico del gas en profundidad. La baja solubilidad del helio ofrece más ventajas para el trastorno conocido como enfermedad por descompresión. A menor cantidad de gas disuelto en el cuerpo significa que se forman menos burbujas de gas durante la reducción de la presión durante el ascenso. Otro gas noble, el argón, es considerado la mejor opción como gas de inflación del traje seco en el submarinismo. Desde el desastre del Hindenburg de 1937,65 el helio ha sustituido al hidrógeno como gas de sustentación en los dirigibles y globos, gracias a su ligereza e incombustibilidad, pese a una reducción en la flotabilidad de un 8,6 %. En muchas aplicaciones, los gases nobles se utilizan para formar una atmósfera inerte. El argón se utiliza en la síntesis de compuestos sensibles al aire que al mismo tiempo, son sensibles al nitrógeno. El argón sólido también se utiliza para estudiar compuestos muy estables, como intermedios reactivos, atrapándolos en una matriz inerte a temperaturas muy bajas. El helio es utilizado como medio portador en la cromatografía de gases, como gas de relleno en los termómetros, y en aparatos para medir la radiación, como el contador Geiger y la cámara de burbujas. Tanto el helio como el argón se utilizan habitualmente para proteger arcos de soldadura y metal base que les rodea de la atmósfera durante la soldadura y la ablación, así como en otros procesos metalúrgicos y la producción de silicio para la industria de los semiconductores. Los gases nobles se usan habitualmente para la iluminación debido a su falta de reactividad química. El argón, mezclado con nitrógeno, se utiliza como gas de relleno de las bombillas incandescentes. El kriptón se usa en bombillas de alto rendimiento, que tienen una temperatura de color más elevada y una mayor eficacia, pues reduce la velocidad de evaporación del filamento más que el argón, las lámparas de halógeno, en particular, utilizan kriptón mezclado con pequeñas cantidades de compuestos de yodo o bromo. Los gases nobles lucen con colores característicos cuando se les utiliza en lámparas de descarga, como los faros de neón, que producen un color naranja-rojo. El xenón es utilizado habitualmente en faros de xenón que, debido a su espectro casi continuo que se asemeja a la luz del día, se usan en proyectores de películas y como faros de automóvil. Los gases nobles se usan en láseres de excímeros, que se basan en moléculas excitadas electrónicamente de vida corta conocidas como excímeros. Los excímeros utilizados en los láseres pueden ser dímeros de gases nobles como Ar 2, Kr 2 o Xe 2, o más habitualmente, el gas noble es combinado con un halógeno en excímeros como ArF, KrF, XeF o XeCl. Estos láseres producen una luz ultravioleta que, debido a su longitud de onda corta (193 nm por ArF y 248 nm para KrF), permite una imagen de alta precisión. Los láseres de excímeros tienen muchos usos industriales, médicos y científicos. Se utilizan en la microlitografía y la microfabricación, esenciales para la manufactura de circuitos integrados y por cirugía láser, incluyendo la angioplastia láser y la cirugía ocular. Algunos gases nobles tienen un uso directo en la medicina. A veces se usa el helio para mejorar la facilidad de respiración de los pacientes con asma. El xenón se utiliza como anestésico debido a su alta solubilidad en lípidos, que lo hace más potente que el habitual óxido nitroso, y como es eliminado fácilmente por el cuerpo, permite un restablecimiento más rápido.68 La captación de imágenes hechas a través de la resonancia magnética nuclear utiliza el xenón en combinación con otros gases. El radón, que es muy radiactivo y solo está disponible en cantidad mínimas, sirve en el tratamiento por radioterapia. Períodos Las filas horizontales de la tabla periódica son llamadas períodos. El número de niveles energéticos de un átomo determina el periodo al que pertenece. Cada nivel está dividido en distintos subniveles, que conforme aumenta su número atómico se van llenando en este orden: Siguiendo esa norma, cada elemento se coloca según su configuración electrónica y da forma a la tabla periódica. Los electrones situados en niveles más externos determinan en gran medida las propiedades químicas, por lo que éstas tienden a ser similares dentro de un mismo grupo, sin embargo la masa atómica varía considerablemente incluso entre elementos adyacentes. Al contrario, dos elementos adyacentes de mismo periodo tienen una masa similar, pero propiedades químicas diferentes. La tabla periódica consta de 7 períodos: Figura 28. Periodos de la tabla periódica Período 1 Un elemento del periodo 1 es uno de los elementos químicos de la primera de siete filas (o períodos) de la tabla periódica de los elementos químicos. El número del período indica el número del nivel de energía principal que los electrones comienzan a llenar.1 El primer período solo llena el primer nivel de energía (1s) y contiene menos elementos que cualquier otra fila de la tabla, sólo dos: el hidrógeno y el helio. Estos elementos se agrupan en la primera fila en virtud de propiedades que comparten entre sí. El hidrógeno (Z=1) tiene propiedades muy similares a las de los halógenos pero, debido a que sus propiedades químicas lo acercan más a los metales alcalinos, se suele representar al hidrógeno conjuntamente con aquellos.2 El helio (Z=2) se comporta como un gas noble y se encuentra al final de la hilera, colocado en el grupo 18 (VIIIA).1 El próximo período contiene ocho elementos, pues no es hasta entonces que se da otro elemento que se comporte como un gas noble (es decir, que tenga sus mismas propiedades). Esta situación puede explicarse mediante las teorías actuales de la estructura atómica. Vista general La tabla periódica está compuesta en hileras para ilustrar tendencias recurrentes (periódicas) en el comportamiento químico de los elementos a medida que aumenta el número atómico: se comienza una hilera nueva cuando el comportamiento químico vuelve a repetirse, lo que significa que los elementos de comportamiento similar se encuentran en las mismas columnas verticales. n 1 Estas hileras o filas horizontales de la tabla periódica son llamadas períodos.4 Un elemento en un período se diferencia del anterior por tener una unidad más de su número atómico.5 Contrario a como ocurre en el caso de los grupos de la tabla periódica, los elementos que componen una misma fila tienen propiedades diferentes pero masas similares: todos los elementos de un período tienen el mismo número de orbitales. Siguiendo esa norma, cada elemento se coloca según su configuración electrónica. Este primer período es muy corto, contiene menos elementos que cualquier otra fila de la tabla, sólo el hidrógeno y el helio;n 2 n 3 7 ambos tienen sólo el orbital 1s por lo que coinciden como elementos del bloque s. Configuración electrónica Un elemento del período 1 es uno de los elementos químicos de la primera fila (o período) de la tabla periódica de elementos químicos. En la descripción mecánica cuántica de la estructura atómica, este período corresponde solo al llenado del orbital 1s, que es el orbital electrónico de menor energía. La configuración (también llamada configuración electrónica) es la manera en cómo los electrones se encuentran acomodados en un átomo, n 4 molécula o en otra estructura física, de acuerdo con la aproximación orbital en la cual la función de onda del sistema se expresa como un producto de orbitales antisimetrizado. Los elementos del período 1 no siguen la regla del octeto, es decir, que los átomos de los elementos de éste período, no completan sus últimos niveles de energía con una cantidad de 8 electrones, según la Regla de Hund. El número máximo de electrones que pueden acomodar los dos elementos el período 1 es dos, un elemento con una configuración de dos electrones recibe el nombre de "dúo” Hidrógeno El hidrógeno (H) es el elemento químico de número atómico 1. En condiciones normales de presión y temperatura, el hidrógeno es un gas diatómico incoloro, inodoro, no metálico, insípido y altamente inflamable, con la fórmula molecular H2. Con una masa atómica de 1,00794 amu, el hidrógeno es el elemento más ligero. El hidrógeno es el elemento químico más abundante, con aproximadamente un 75% de la masa elemental del universo. Las estrellas de la secuencia principal se componen principalmente de hidrógeno en estado plasmático. El hidrógeno elemental es relativamente raro en la Tierra, y es producido industrialmente a partir de hidrocarburos como el metano, tras el cual el hidrógeno elemental es utilizado "captivamente" (es decir, en el lugar de producción), los mercados más grandes se dividen casi por igual entre la mejora de combustibles fósiles, como el hidrocraqueo, o la producción de amoníaco, principalmente por el mercado de fertilizantes. El hidrógeno se puede producir partir del agua mediante un proceso conocido como electrólisis (que consiste en la separación de los elementos que forman un compuesto aplicando electricidad: se produce en primer lugar la descomposición en iones, seguido de diversos efectos o reacciones secundarias según los casos concretos.), pero este proceso tiene un coste comercial considerablemente superior al de la producción de hidrógeno a partir de gas natural. El isótopo natural más común del hidrógeno, conocido como átomo de hidrógeno, tiene un único protón y ningún neutrón. En compuestos iónicos, puede asumir o bien una carga positiva, convirtiéndose en un catión compuesto de un simple protón, o bien una carga negativa, convirtiéndose en un anión conocido como hidruro. El hidrógeno puede formar compuestos con la mayoría de elementos y está presente en el agua y la mayoría de compuestos orgánicos. Tiene un papel especialmente importante en la reacción ácido-base, en la que muchas reacciones implican el intercambio de protones entre moléculas solubles. Siendo el único átomo neutro por el que la ecuación de Schrödinger se puede resolver de manera analítica, el estudio de la energética y el espectro del átomo de hidrógeno han tenido un papel clave en el desarrollo de la mecánica cuántica. Las interacciones del hidrógeno con varios metales son muy importantes en la metalurgia, pues muchos metales pueden sufrir fragilización por hidrógeno, y en el desarrollo de métodos seguros para almacenarlo como combustible. El hidrógeno es altamente soluble en muchos compuestos que incluyen metales de las tierras raras y metales de transición18 y se puede disolver en metales tanto cristalinos como amorfos. La solubilidad del hidrógeno en los metales es influida por distorsiones o impurezas locales en la red cristalina del metal. Helio El helio (He) es un elemento químico monoatómico, inerte, incoloro, inodoro, insípido y no tóxico que encabeza el grupo de los gases nobles de la tabla periódica, y que tiene el número atómico 2.21 Sus puntos de ebullición y fusión son los más bajos de todos los elementos, y sólo existe en forma de gas, excepto en condiciones extremas. El helio fue descubierto en 1868 por el astrónomo francés Pierre Janssen, que detectó por primera vez la sustancia como una firma de línea espectral amarilla desconocida a la luz de un eclipse solar. En 1903, se descubrieron grandes reservas de helio en los yacimientos de gas natural de Estados Unidos, primer lugar mundial en la provisión de este gas. Esta sustancia se usa en criogenia, en sistemas de respiración submarina, para enfriar imanes superconductores, en datación por helio, para inflar globos, para proporcionar sustentación a los dirigibles y como gas protector en aplicaciones industriales como la soldadura por arco y la producción de obleas de silicio. La inhalación de un volumen reducido de este gas cambia temporalmente el timbre y la calidad de la voz humana. El comportamiento de las dos fases fluidas del helio-4 líquido, el helio I y helio II, es importante para los investigadores que estudian la mecánica cuántica, y más concretamente el fenómeno de la superfluidez, así como los investigadores que estudian los efectos de las temperaturas cercanas al cero absoluto sobre la materia, como en el caso de la superconductividad. El helio es el segundo elemento más ligero y también el segundo más abundante en el universo observable. La mayoría de helio se formó durante el Big Bang, pero se sigue creando helio como resultado de la fusión nuclear de hidrógeno en las estrellas. En la Tierra, el helio es relativamente raro y es creado por la desintegración natural de algunos elementos radiactivos, pues las partículas alfa que emiten son núcleos de helio. Este helio radiogénico queda atrapado con el gas natural a concentraciones de hasta un 7% en volumen, de donde se extrae comercialmente por medio de un proceso de separación a baja temperatura llamado destilación fraccionada. Período 2 Un elemento del periodo 2 es uno de los elementos químicos de la segunda fila (o periodo) de la tabla periódica de los elementos químicos. La tabla periódica está compuesta en hileras para ilustrar tendencias recurrentes (periódicas) en el comportamiento químico de los elementos a medida que aumenta el número atómico: se comienza una hilera nueva cuando el comportamiento químico vuelve a repetirse, lo que significa que los elementos de comportamiento similar se encuentran en las mismas columnas verticales. El segundo período contiene más elementos que la hilera anterior, con ocho elementos: Litio, Berilio, Boro, Carbono, Nitrógeno, Oxígeno, Flúor y Neón. Estructura Un elemento del periodo 2 es uno de los elementos químicos de la segunda fila (o periodo) de la tabla periódica de los elementos químicos. Este segundo período contiene más elementos que la fila anterior: Litio, Berilio, Boro, Carbono, Nitrógeno, Oxígeno, Flúor y Neón. En la descripción mecánica cuántica de la estructura atómica, este período corresponde al llenado del orbital 2s y 2p orbital. Los elementos del período 2 respetan la regla del octeto. El número máximo de electrones que estos elementos pueden acomodar es de diez, dos en el 1s orbital, dos en el 2s orbital y seis en el 2p orbital. Litio El litio toma su nombre del griego o - υ, "piedra"έ El nombre del elemento proviene del hecho de haber sido descubierto en un mineral, mientras que el resto de los metales alcalinos fueron descubiertos en tejidos de plantas. El litio (Li) es un elemento químico número atómico 3. En condiciones normales de presión y temperatura, es un metal blando, de color blanco plata, que se oxida rápidamente en aire o agua. Con una densidad de 0.564 g·cm−3 (casi la mitad del agua), es el elemento sólido más ligero y el más brillante. La forma natural más común del litio es el litio-7, con símbolo 7Li, pues abarca cerca del 92.5% del litio total, es el 33avo. elemento más abundante en la Tierra. Con aproximadamente entre 20 ó 70 partes por millón (ppm). Pero debido a su alta reactividad es raro encontrarlo en compuestos naturales. La fuente más abundante de litio que contiene compuestos son pegmatitas graníticas, con espodumena y petalita siendo la fuente mineral más comercialmente-viable para el elemento. Las sales de litio, en la industria farmacológica, particularmente el carbonato de litio (Li2CO3) y el citrato de litio, se emplean en el tratamiento de la manía y la depresión bipolar, aunque últimamente, se ha extendido su uso a la depresión unipolar. Es un estabilizador del estado de ánimo. Se piensa que sus efectos se basan en sus efectos agonistas sobre la función serotoninérgica. Berilio El berilio (Be) es un elemento químico con número atómico 4. Es un elemento alcalinotérreo bivalente, tóxico, de color gris, duro, ligero y quebradizo.9 Se emplea principalmente como endurecedor en aleaciones, especialmente de cobre. Posee una densidad de 1έκ5 g·cm−3έ1ί El isotopo más común del Berilio es el Be-9, que contiene cuatro protones y cinco neutrones.11 El Be-10 se produce en la atmósfera terrestre al bombardear la radiación cósmica el oxígeno y nitrógeno. Dado que el berilio tiende a existir en disolución acuosa con niveles de pH menores de 5.5, este berilio atmosférico formado es arrastrado por el agua de lluvia (cuyo pH suele ser inferior a 5.5); una vez en la tierra, la solución se torna alcalina precipitando el berilio que queda almacenado en el suelo durante largo tiempo (periodo de semidesintegración de 1,5 millones de años) hasta su transmutación en B-10. El Be-10 y sus productos hijo se han empleado para el estudio de los procesos de erosión, formación a partir de regolito y desarrollo de suelos lateríticos, así como las variaciones en la actividad solar y la edad de masas heladas. El hecho de que el Be-7 y el Be-8 sean inestables tiene profundas consecuencias cosmológicas, ya que ello significa que elementos más pesados que el berilio no pudieron producirse por fusión nuclear en el Big Bang. Más aún, los niveles energéticos nucleares del Be-8 son tales que posibilitan la formación de carbono y con ello la vida (véase proceso triple alfa). El berilio tiene uno de los puntos de fusión más altos entre los metales ligeros. Su módulo de elasticidad es aproximadamente un 33% mayor que el del acero. Tiene una conductividad térmica excelente, es no magnético y resiste el ataque con ácido nítrico.9 Es muy permeable a los rayos X y, al igual que el radio y el polonio, libera neutrones cuando es bombardeado con partículas alfa (del orden de 30 neutrones por millón de partículas alfa). En condiciones normales de presión y temperatura el berilio resiste la oxidación del aire, aunque la propiedad de rayar al cristal se debe probablemente a la formación de una delgada capa de óxido. El berilio se encuentra en 30 minerales diferentes, siendo los más importantes berilo y bertrandita, principales fuentes del berilio comercial, crisoberilo y fenaquita. Actualmente la mayoría del metal se obtiene mediante reducción de fluoruro de berilio con magnesio. Las formas preciosas del berilio son el aguamarina y la esmeralda. Las reservas mundiales se estima que superan las 8.000 toneladas. El berilio tiene distintos usos como por ejemplo, en el diagnóstico con rayos X se usan delgadas láminas de berilio para filtrar la radiación visible, así como en la litografía de rayos X para la reproducción de circuitos integrados.16 Éste también sirve como un moderador de neutrones en reactores nucleares. Por su rigidez, ligereza y estabilidad dimensional, se emplea en la construcción de diversos dispositivos como giróscopos, equipo informático, muelles de relojería e instrumental diverso. Un compuesto del berilio, el óxido de berilio se emplea cuando son necesarias elevada conductividad térmica y propiedades mecánicas, punto de fusión elevado y aislamiento eléctrico. Boro Captura del Boro en estado puro. Algunos compuestos se emplean como conservantes de la madera, siendo de gran interés su uso por su baja toxicidad. El boro está distribuido por la corteza terrestre, hidrosfera, atmosfera, plantas y en los meteoritos. El boro (B) es un elemento químico de la tabla periódica con número atómico 5. Es un elemento metaloide, semiconductor, trivalente que existe abundantemente en el mineral bórax. Hay dos alótropos del boro; el boro amorfo es un polvo marrón, pero el boro metálico es negro. La forma metálica es dura (9,3 en la escala de Mohs) y es un mal conductor a temperatura ambiente. No se ha encontrado libre en la naturaleza. La abundancia del boro en el universo ha sido estimada en 0,001 ppm, abundancia muy pequeña que junto con las abundancias del litio, el molibdeno y el berilio forma el cuarteto de elementos "ligeros" más escasos en el universo, el resto de elementos de los cuatro primeros periodos —hasta y exceptuando el arsénico— son cuando menos diez veces más abundantes que el boro (exceptuando el escandio y el galio, que son aproximadamente cinco veces más abundantes que el boro). El boro posee un elevado punto de fusión (2030 K17), por lo tanto es un elemento refractario que condensa y se acreciona en las primeras fases de la condensación de una nebulosa. Los meteoritos (condritas y acondritas) muestran concentraciones de boro alrededor de 0,4 y 1,4 ppm respectivamente. Estas concentraciones son substancialmente mayores que las del universo, ya que otros elementos más volátiles que el boro se encuentran dispersos por el espacio en fase gaseosa (elementos atmófilos cómo el hidrógeno y el helio, que no se encuentran en forma de sólidos ni condensan), o formando "nubes" de gas alrededor de sólidos a causa de un campo gravitatorio, o en forma de fluido atmosférico. El boro es un elemento con vacantes electrónicas en el orbital; por ello presenta una acusada apetencia de electrones, de modo que sus compuestos se comportan a menudo como ácidos de Lewis, reaccionando con rapidez con sustancias ricas en electrones. Entre las características ópticas de este elemento, se incluye la transmisión de radiación infrarroja. A temperatura ambiente, su conductividad eléctrica es pequeña, pero es buen conductor de la electricidad a alta temperatura. Este metaloide18 tiene la más alta resistencia a la tracción entre los elementos químicos conocidos; el material fundido con arco tiene una resistencia mecánica entre 1.600 y 2.400 MPa. El nitruro de boro, un aislante eléctrico que conduce el calor tan bien como los metales, se emplea en la obtención de materiales tan duros como el diamante. El boro tiene además cualidades lubricantes similares al grafito y comparte con el carbono la capacidad de formar redes moleculares mediante enlaces covalentes estables. El compuesto de boro de mayor importancia económica es el bórax que se emplea en grandes cantidades en la fabricación de fibra de vidrio aislante y perborato de sodio. Las fibras de boro usadas en aplicaciones mecánicas especiales, en el ámbito aeroespacial, alcanzan resistencias mecánicas de hasta 3600 MPa. El boro amorfo se usa en fuegos artificiales por su color verde. El ácido bórico se emplea en productos textiles, de la misma manera es usado como semiconductor. El B-10 se usa en el control de los reactores nucleares, como escudo frente a las radiaciones y en la detección de neutrones. Atendiendo a la teoría del Big Bang, en el origen el Universo encontramos como elementos H (hidrógeno), He (helio) y Li-7 (litio-7), pero el B, el quinto elemento de la tabla periódica no tiene presencia apreciable. Por lo tanto en la condensación de las primeras nebulosas, se forman estrellas fundamentalmente de H con una porción de He (helio) y Li-7 (litio-7), en las que se dan los distintos procesos de formación de elementos (Cadena protón-protón, proceso triple a y ciclo CNO).22 Pero en ninguna de ellas se forma boro como producto, ya que a tales temperaturas (del orden de 107-108k) reacciona a un ritmo mayor del que se forma. Tampoco se forma boro durante el proceso de captura de neutrones, que da como resultado átomos de gran masa atómica. El B se forma en un proceso denominado astillamiento (spallation), que consiste en la rotura de núcleos más pesados que el boro a causa del bombardeo de rayos cósmicos. Al ser tan poco frecuente este proceso, la abundancia cósmica del boro es muy pequeña. El boro en su forma circular no se encuentra en la naturaleza. La mayor fuente de boro son los boratos de depósitos evaporíticos, como el bórax y, con menos importancia, la colemanita. El boro también precipita como ácido ortobórico H 3BO3 alrededor de algunas fuentes y humos volcánicos, dando sasolitas. También se forman menas de boro naturales en el proceso de solidificación de magmas silicatados; estos depósitos son las pegmatitas. El boro puro es difícil de preparar; los primeros métodos usados requerían la reducción del óxido con metales como el magnesio o aluminio, pero el producto resultante casi siempre se contaminaba. Puede obtenerse por reducción de halogenuros de boro volátiles con hidrógeno a alta temperatura. Carbono En mineralogía, el diamante es el alótropo del carbono donde los átomos de carbono están dispuestos en una variante de la estructura cristalina denominada red de diamante. El diamante tiene características ópticas destacables. Debido a su estructura cristalina extremadamente rígida, puede ser contaminada únbicamente por el boro y el nitrógeno. Combinado con su gran transparencia (correspondiente a una amplia banda prohibida de 5,5 eV), esto resulta en la apariencia clara e incolora de la mayoría de diamantes naturales. Pequeñas cantidades de defectos o impurezas (aproximadamente una parte por millón) inducen un color de diamante azul (boro), amarillo (nitrógeno), marrón (defectos cristalinos), verde, violeta, rosado, naranja o rojo. El diamante también tiene una dispersión refractiva relativamente alta, esto es, habilidad para dispersar luz de diferentes colores, lo que resulta en su lustre característico. Sus propiedades ópticas y mecánicas excelentes, combinado con una mercadotecnia eficiente, hacen que el diamante sea la gema más popular. El carbono (C) es un elemento químico de número atómico 6. Es sólido a temperatura ambiente. Dependiendo de las condiciones de formación, puede encontrarse en la naturaleza en distintas formas alotrópicas, carbono amorfo y cristalino en forma de grafito o diamante. Es el pilar básico de la química orgánica; se conocen cerca de 15 millones de compuestos de carbono, aumentando este número en unos 500.000 compuestos por año, y forma parte de todos los seres vivos conocidos. Forma el 0,2 % de la corteza terrestre. El carbono es un elemento notable por varias razones. Sus formas alotrópicas incluyen, sorprendentemente, una de las sustancias más blandas (el grafito) y la más dura (el diamante) y, desde el punto de vista económico, uno de los materiales más baratos (carbón) y uno de los más caros (diamante). Más aún, presenta una gran afinidad para enlazarse químicamente con otros átomos pequeños, incluyendo otros átomos de carbono con los que puede formar largas cadenas, y su pequeño radio atómico le permite formar enlaces múltiples. Así, con el oxígeno forma el óxido de carbono (IV), vital para el crecimiento de las plantas (ver ciclo del carbono); con el hidrógeno forma numerosos compuestos denominados genéricamente hidrocarburos, esenciales para la industria y el transporte en la forma de combustibles fósiles; y combinado con oxígeno e hidrógeno forma gran variedad de compuestos como, por ejemplo, los ácidos grasos, esenciales para la vida, y los ésteres que dan sabor a las frutas; además es vector, a través del ciclo carbono-nitrógeno, de parte de la energía producida por el Sol. En 1961 la IUPAC adoptó el isótopo 12C como la base para la masa atómica de los elementos químicos. El carbono-14 es un radioisótopo con un periodo de semidesintegración de 5730 años que se emplea de forma extensiva en la datación de especímenes orgánicos. Los isótopos naturales y estables del carbono son el 12C (98,89%) y el 13C (1,11%). Las proporciones de estos isótopos en un ser vivo se expresan en variación (±‰) respecto de la referencia VPDB (Vienna Pee Dee Belemnite, fósiles cretácicos de belemnites, en Carolina del Sur)έ El δC-13 del CO2 de la atmósfera terrestre es −ι‰έ El carbono fijado por fotosíntesis en los tejidos de las plantas es significativamente más pobre en 13C que el CO2 de la atmósfera. La mayoría de las plantas presentan valores de δC-13 entre −24 y −34‰έ Otras plantas acuáticas, de desierto, de marismas saladas y hierbas tropicales, presentan valores de δC-13 entre −θ y −1λ‰ debido a diferencias en la reacción de fotosíntesis. Un tercer grupo intermedio constituido por las algas y líquenes presentan valores entre −12 y −23‰έ El estudio comparativo de los valores de δC-13 en plantas y organismos puede proporcionar información valiosa relativa a la cadena alimenticia de los seres vivos. Nitrógeno El nitrógeno (N) es un elemento químico, de número atómico 7. En condiciones normales forma un gas diatómico (nitrógeno diatómico o molecular) que constituye del orden del 78% del aire atmosférico. El nitrógeno tiene una elevada electronegatividad26 (3,04 en la escala de Pauling) y, cuando tiene carga neutra, 5 electrones en el nivel más externo, comportándose como trivalente en la mayoría de los compuestos estables que forma. Existen dos isótopos estables del nitrógeno, N-14 y N-15,25 siendo el primero —que se produce en el ciclo carbono-nitrógeno de las estrellas— el más común sin lugar a dudas (99,634%).25 De los diez isótopos que se han sintetizado, uno tiene un periodo de semidesintegración de nueve minutos (el N-13), y el resto de segundos o menos. Con el hidrógeno forma el amoníaco (NH3), la hidracina (N2H4) y el aziduro de hidrógeno (N3H, también conocido como azida de hidrógeno o ácido hidrazoico). El amoníaco líquido, anfótero como el agua, actúa como una base en una disolución acuosa, formando iones amonio (NH4), y se comporta como un ácido en ausencia de agua, cediendo un protón a una base y dando lugar al anión amida (NH2). También se conocen largas cadenas y compuestos cíclicos de nitrógeno, pero son muy inestables. Con los halógenos forma: NF3, NF2Cl, NFCl2, NCl3, NBr3.6 NH3, NI3.6 NH3, N2F4, N2F2 (cis y trans), N3F, N3Cl, N3Br y N3I. El nitrógeno es el componente principal de la atmósfera terrestre (78,1% en volumen) y se obtiene para usos industriales de la destilación del aire líquido. Está presente también en los restos de animales, por ejemplo el guano, usualmente en la forma de urea, ácido úrico y compuestos de ambos. Éste ocupa el 3% de la composición elemental del cuerpo humano. Se han observado compuestos que contienen nitrógeno en el espacio exterior y el isótopo Nitrógeno-14 se crea en los procesos de fusión nuclear de las estrellas. El nitrógeno es componente esencial de los aminoácidos y los ácidos nucleicos, vitales para la vida y los seres vivos.27 Las legumbres son capaces de absorber el nitrógeno directamente del aire, siendo éste transformado en amoníaco y luego en nitrato por bacterias que viven en simbiosis con la planta en sus raíces. El nitrato es posteriormente utilizado por la planta para formar el grupo amino de los aminoácidos de las proteínas que finalmente se incorporan a la cadena trófica en el ciclo del nitrógeno. La aplicación comercial más importante del nitrógeno diatómico es la obtención de amoníaco por el proceso de Haber. El amoníaco se emplea con posterioridad en la fabricación de fertilizantes y ácido nítrico. Las sales del ácido nítrico incluyen importantes compuestos como el nitrato de potasio (nitro o salitre empleado en la fabricación de pólvora) y el nitrato de amonio fertilizante. Los compuestos orgánicos de nitrógeno como la nitroglicerina y el trinitrotolueno son a menudo explosivos. La hidracina y sus derivados se usan como combustible en cohetes. El ciclo de este elemento es bastante más complejo que el del carbono, dado que está presente en la atmósfera no sólo como N2 (78%) sino también en una gran diversidad de compuestos. Se puede encontrar principalmente como N2O, NO y NO2, los llamados NOx. También forma otras combinaciones con oxígeno tales como N2O3 y N2O5 (anhídridos), "precursores" de los ácidos nitroso y nítrico. Con hidrógeno forma amoníaco (NH3), compuesto gaseoso en condiciones normales. Al ser un gas poco reactivo, el nitrógeno se emplea industrialmente para crear atmósferas protectoras y como gas criogénico para obtener temperaturas del orden de 78K de forma sencilla y económica. Oxígeno El oxígeno (O) es un elemento químico de número atómico 8. En su forma molecular más frecuente, O2, es un gas a temperatura ambiente. Representa aproximadamente el 20,9% en volumen de la composición de la atmósfera terrestre.30 Es uno de los elementos más importantes de la química orgánica y participa de forma muy importante en el ciclo energético de los seres vivos, esencial en la respiración celular de los organismos aeróbicos. Es un gas incoloro, inodoro (sin olor) e insípido.30 Existe una forma molecular formada por tres átomos de oxígeno, O3, denominada ozono cuya presencia en la atmósfera protege la Tierra de la incidencia de radiación ultravioleta procedente del Sol. Todas las clases más importantes de moléculas estructurales de organismos vivos, tales como las proteínas, los carbohidratos y las grasas, contienen oxígeno, al igual que los principales compuestos inorgánicos que componen los huesos, conchas y dientes de los animales. El oxígeno en forma de O2 se genera a partir del agua por efecto de las cyanobacterias, las algas y las plantas, durante la fotosíntesis32 y se usa en la respiración celular por todo tipo de vida compleja.30 El oxígeno es tóxico para los organismos necesariamente anaeróbicos, que fueron la forma dominante en la vida primitiva de la Tierra, hasta que el O2 empezó a acumularse en la atmósfera hace 2.5 miles de millones de años. El oxígeno es el elemento más abundante en la Tierra, sobre todo en la atmósfera. El gas diatómico del oxígeno constituye el 20.9% del volumen del aire.34 35 De igual manera, el oxígeno es el tercer elemento más abundante en el Universo, tan sólo detrás del Hidrógeno y el Helio, que se formaron a partir de la explosión del Big Bang. En condiciones normales de presión y temperatura, el oxígeno se encuentra en estado gaseoso formando moléculas diatómicas (O2) que a pesar de ser inestables se generan durante la fotosíntesis de las plantas y son posteriormente utilizadas por los animales, en la respiración (ver ciclo del oxígeno). También se puede encontrar de forma líquida en laboratorios. Si llega a una temperatura menor que -219 °C, se convierte en un sólido cristalino azul. El oxígeno tiene tres isótopos estables y diez radioactivos. Todos sus isótopos radioactivos tienen un periodo de semidesintegración de menos de tres minutos. Ambos isótopos dan una sumal total de 27 neutrones: el O16 (99,762%) contiene ocho neutrones, O17 (0,038%) contiene una estabilidad de nueve neutrones36 mientras que el O18 (0,2%) contiene diez neutrones estables. Existe gran controversia sobre quién descubrió el oxígeno, pues Carl Wilhelm Scheele (1742-1786) farmacéutico y químico sueco se atribuye el descubrimiento del oxígeno durante sus trabajos entre 1772 y 1773, en su libro Chemische Abhandlung von der Luft und dem Feuer (Tratado químico del aire y del fuego) publicado en 1777. Sin embargo, la atribución tradicional ha sido a Joseph Priestley, químico y teólogo británico, quien lo descubrió de manera independiente en 1772. Otro científico al que se atribuye la preparación del oxígeno fue Antoine Lavoisier. Flúor El flúor (F) es el elemento químico de número atómico 9 situado en el grupo de los halógenos (grupo 17) de la tabla periódica de los elementos. Es un gas a temperatura ambiente, de color amarillo pálido, formado por moléculas diatómicas F2. Es el más electronegativo y reactivo de todos los elementos. En forma pura es altamente peligroso, causando graves quemaduras químicas en contacto con la piel. El flúor es el elemento más electronegativo y reactivo y forma compuestos con prácticamente todo el resto de elementos, incluyendo los gases nobles xenón y radón. Incluso en ausencia de luz y a bajas temperaturas, el flúor reacciona explosivamente con el hidrógeno. El flúor diatómico, F2, en condiciones normales es un gas corrosivo de color amarillo casi blanco, fuertemente oxidante. Bajo un chorro de flúor en estado gaseoso, el vidrio, metales, agua y otras sustancias, se queman en una llama brillante. Siempre se encuentra en la naturaleza combinado y tiene tal afinidad por otros elementos, especialmente silicio, que no se puede guardar en recipientes de vidrio. En disolución acuosa, el flúor se presenta normalmente en forma de ion fluoruro, F-. Otras formas son fluorocomplejos como el [FeF4]-, o el H2F+. El flúor (den latín fluere, que significa "fluir") formando parte del mineral fluorita, CaF2, fue descrito en 1529 por Georgius Agricola por su uso como fundente, empleado para conseguir la fusión de metales o minerales. En 1670 Schwandhard observó que se conseguía grabar el vidrio cuando éste era expuesto a fluorita que había sido tratada con ácido. Karl Scheele y muchos investigadores posteriores, por ejemplo Humphry Davy, Gay-Lussac, Antoine Lavoisier o Louis Thenard, realizaron experimentos con el ácido fluorhídrico (algunos de estos acabaron en tragedia). El flúor es el halógeno más abundante en la corteza terrestre, con una concentración de 950 ppm.40 En el agua de mar esta se encuentra en una proporción de aproximadamente 1,3 ppm. Los minerales más importantes en los que está presente son la fluorita, CaF2, el fluorapatito, Ca5(PO4)3F y la criolita, Na3AlF6. El flúor se obtiene mediante electrólisis de una mezcla de HF y KF. El fluoruro de hidrógeno se emplea en la obtención de criolita sintética, Na3AlF6, la cual se usa en el proceso de obtención de aluminio. Se emplea flúor en la síntesis del hexafluoruro de uranio, UF6, que se emplea en el enriquecimiento en 235U. También a partir de HF se obtienen clorofluorocarburos (CFC), hidroclorofluorocarburos (HCFC) e hidrofluorocarburos (HFC). El hexafluoruro de azufre, SF6, es un gas dieléctrico con aplicaciones electrónicas. Este gas contribuye al efecto invernadero y está recogido en el Protocolo de Kioto. Neón El Neón (Ne) es un elemento químico de número atómico 10. Es un gas noble, incoloro, prácticamente inerte, presente en trazas en el aire, pero muy abundante en el universo, que proporciona un tono rojizo característico a la luz de las lámparas fluorescentes en las que se emplea. Es el segundo gas noble más ligero, y presenta un poder de refrigeración, por unidad de volumen, 40 veces mayor que el del helio líquido y tres veces mayor que el del hidrógeno líquido. En la mayoría de las aplicaciones el uso de neón líquido es más económico que el del helio. Su peso atómico es de 20,183 uma, su punto de ebullición es de 27.1 K (-246 °C)43 y el de fusión de 24.6 K (-248,6 °C).43 Tiene una densidad de 1,20 g/ml (1,204 g/cm3 a -246 °C). El tono rojo-anaranjado de la luz emitida por los tubos de neón se usa abundantemente para los indicadores publicitarios. El neón licuado se comercializa como refrigerante criogénico. De igual manera, el neón líquido se utiliza en lugar del hidrógeno líquido para refrigeración. El neón se encuentra usualmente en forma de gas monoatómico. La atmósfera terrestre contiene 15,8 ppm y se obtiene por subenfriamiento del aire y destilación del líquido criogénico resultante. El neón es el quinto elemento más abundante en el universo por masa, luego del hidrógeno, helio, oxígeno y carbono. Se encuentra en pequeñas cantidades en la atmósfera y en la corteza terrestre se halla en una proporción de 0,005 ppm. Aun cuando el neón es inerte a efectos prácticos, se ha obtenido un compuesto con flúor en en laboratorio. No se sabe con certeza si éste o algún otro compuesto de neón distinto existe en la naturaleza, pero algunas evidencias sugieren que puede ser así. Los iones Ne8-, (NeAr)16-, (NeH)7- y (HeNe)16- han sido observados en investigaciones espectrométricas de masa y ópticos. Además, se sabe que el neón forma un hidrato inestable. De todas maneras, si son posibles sus compuestos, su electronegatividad (según la escala de Pauling) debería ser de 4, 5, siguiendo con la norma aplicada al segundo período, y actuaría como oxidante en compuestos con, incluso, el flúor, dando lugar al heptaneonuro (nombre debatido) F8Ne7. De forma similar al xenón, el neón de las muestras de gases volcánicos presenta un enriquecimiento de 20Ne así como 21Ne cosmogénico. Igualmente se han encontrado cantidades elevadas de 20Ne en diamantes lo que induce a pensar en la existencia de reservas de neón solar en la Tierra. Período 3 En el tercer periodo también hay ocho elementos: Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl y Ar. Presentan sus dos primeras órbitas completas (2-8) y los electrones van llenando la tercera órbita. El último elemento es el Ar cuya configuración electrónica es 2-8-8. Período 3 = tres órbitas = 8 elementos Sodio Propiedades del sodio El sodio pertenece al grupo de los metales alcalinos. Este grupo de elementos se caracterizan por tener un solo electrón en su nivel energético más externo y tienen tendencia a perderlo formando así un ion monopositivo. Esta tendencia que tienen los metales alcalinos como el sodio es debida a su baja energía de ionización y su poca afinidad electrónica. El estado del sodio en su forma natural es sólido (no magnético). El sodio es un elmento químico de aspecto blanco plateado y pertenece al grupo de los metales alcalinos. El número atómico del sodio es 11. El símbolo químico del sodio es Na. El punto de fusión del sodio es de 370,87 grados Kelvin o de 98,72 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del sodio es de 1156 grados Kelvin o de 883,85 grados celsius o grados centígrados. El sodio es un mineral que nuestro organismo necesita para su correcto funcionamiento y se puede encontrar en los alimentos. A través del siguiente enlace, podrás encontrar una lista de alimentos con sodio. Usos del sodio El sodio es un elemento esencial para la vida. Está presente en grandes cantidades en los océanos y los ríos. Si alguna vez te has preguntado para qué sirve el sodio, a continuación tienes una lista de sus posibles usos: El sodio se utiliza para descalcificación de metales. Esto da el metal una superficie lisa. El metal de sodio se utiliza también para refinar metales, tales como zirconio y potasio, a partir de sus compuestos. El sodio fundido (líquido) se utiliza como refrigerante en muchos reactores nucleares. Se puede utilizar individualmente o puede combinarse con potasio. El sodio se añade a los ácidos grasos para hacer sales de sodio. Estas sales son mucho más duras (con puntos de fusión más altos) que los jabones de potasio. La prueba de fusión de sodio se utiliza la alta reactividad, alta solubilidad y bajo punto de fusión para determinar la presencia de halógenos, nitrógeno y azufre en una muestra. El sodio se puede utilizar como un agente reductor para transformar algunas moléculas orgánicas en nuevas formas. Las lámparas de vapor de sodio (de uso frecuente en las luces de la calle) son una forma muy eficiente de producir luz de la electricidad. Estas lámparas emiten una luz característica de color amarillo-naranja. El cloruro de sodio es un material que tiene una alta transferencia de calor. El sodio puede ser utilizado solo o con potasio para crear disolventes secos (denominados desecantes). Propiedades atómicas del sodio La masa atómica de un elemento está determinada por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el sodio dentro de la tabla periódica de los elementos, el sodio se encuentra en el grupo 1 y periodo 3. El sodio tiene una masa atómica de 22,98976928(2) u u. La configuración electrónica del sodio es [Ne]3s1. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio medio del sodio es de 180 pm, su radio atómico o radio de Bohr es de 190 pm, su radio covalente es de 154 pm y su radio de Van der Waals es de 227 pm. El sodio tiene un total de 11 electrones cuya distribución es la siguiente: En la primera capa tiene 2 electrones, en la segunda tiene 8 electrones y en su tercera capa tiene 1 electrón. Magnesio Propiedades del magnesio Los metales alcalinotérreos, entre los que se encuentra el magnesio, tienen propiedades entre las que está el ser blandos, coloreados y tener una baja densidad. Los elementos como el magnesio tienen una baja energía de ionización. Todos los metales alcalinotérreos forman compuestos iónicos a excepción del berilio. El estado del magnesio en su forma natural es sólido (paramagnético). El magnesio es un elmento químico de aspecto blanco plateado y pertenece al grupo de los metales alcalinotérreos. El número atómico del magnesio es 12. El símbolo químico del magnesio es Mg. El punto de fusión del magnesio es de 923 grados Kelvin o de 650,85 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del magnesio es de 1363 grados Kelvin o de 1090,85 grados celsius o grados centígrados. El magnesio es un mineral que nuestro organismo necesita para su correcto funcionamiento y se puede encontrar en los alimentos. A través del siguiente enlace, podrás encontrar una lista de alimentos con magnesio. Usos del magnesio El magnesio es el noveno elemento más abundante en el universo y el más abundante en la corteza de la Tierra. Si alguna vez te has preguntado para qué sirve el hidrógeno, a continuación tienes una lista de sus posibles usos: En el proceso de Kroll, el magnesio se utiliza para obtener titanio. El magnesio es a la vez fuerte y ligero. Esto lo hace ideal para su uso en piezas de automóviles y camiones. A menudo es aleado con otros metales fuertes (por ejemplo, el aluminio). Debido a su bajo peso y buenas propiedades mecánicas y eléctricas, el magnesio se utiliza para la fabricación de teléfonos móviles (también llamados teléfonos móviles), ordenadores portátiles y cámaras. También se puede utilizar para hacer otros componentes eléctricos. Tres diferentes compuestos de magnesio se utilizan como antisépticos. Los tejidos tratados con compuestos de magnesio son resistentes a las polillas. El sulfito de magnesio se utiliza en la fabricación de papel. El bromuro de magnesio puede ser utilizado como un sedante suave. Sin embargo, es la acción del bromo la que causa el efecto sedante. El polvo que los gimnastas y levantadores de pesas utilizan para mejorar el agarre es carbonato de magnesio. Los iones de magnesio son esenciales para todos los seres vivos. Por lo tanto, las sales de magnesio se añaden a los alimentos y fertilizantes. El magnesio se puede utilizar como un agente reductor productor de uranio a partir de su sal. Como el magnesio produce una luz blanca y brillante cuando se quema, es ideal para su uso en la fotografía con flash, bengalas y fuegos artificiales. Propiedades atómicas del magnesio La masa atómica de un elemento está determinada por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el magnesio dentro de la tabla periódica de los elementos, el magnesio se encuentra en el grupo 2 y periodo 3. El magnesio tiene una masa atómica de 24,305 u. La configuración electrónica del magnesio es [Ne]3s2. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio medio del magnesio es de 150 pm, su radio atómico o radio de Bohr es de 145 pm, su radio covalente es de 130 pm y su radio de Van der Waals es de 173 pm. Aluminio Propiedades del aluminio El aluminio pertenece al grupo de elementos metálicos conocido como metales del bloque p que están situados junto a los metaloides o semimetales en la tabla periódica. Este tipo de elementos tienden a ser blandos y presentan puntos de fusión bajos, propiedades que también se pueden atribuir al aluminio, dado que forma parte de este grupo de elementos. El estado del aluminio en su forma natural es sólido. El aluminio es un elemento químico de aspecto plateado y pertenece al grupo de los metales del bloque p. El número atómico del aluminio es 13. El símbolo químico del aluminio es Al. El punto de fusión del aluminio es de 933,47 grados Kelvin o de 661,32 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del aluminio es de 2792 grados Kelvin o de 2519,85 grados celsius o grados centígrados. Usos del aluminio El aluminio es un metal importante para una gran cantidad de industrias. Si alguna vez te has preguntado para qué sirve el hidrógeno, a continuación tienes una lista de sus posibles usos: El aluminio metálico es muy útil para el envasado. Se utiliza para fabricar latas y papel de aluminio. El borohidruro de aluminio se añade al combustible de aviación. El cableado eléctrico se hace a veces a partir de aluminio o de una combinación de aluminio y cobre. Muchos de los utensilios del hogar están hechos de aluminio. Cubiertos, utensilios de cocina, bates de béisbol y relojes se hacen habitualmente de aluminio. El gas hidrógeno, un combustible importante en los cohetes, puede obtenerse por reacción de aluminio con ácido clorhídrico. El aluminio de pureza extra (99,980 a 99,999% de aluminio puro) se utiliza en equipos electrónicos y soportes digitales de reproducción de música. Muchas piezas de coche, avión, camión, tren, barco y bicicleta están hechos de aluminio. Algunos países tienen monedas en que están hechos de aluminio o una combinación (aleación) de cobre y aluminio. El aluminio es muy bueno para absorber el calor. Por lo tanto, se utiliza en la electrónica (por ejemplo en ordenadores) y transistores como disipador de calor para evitar el sobrecalentamiento. Las luces de la calle y los mástiles de barcos de vela son normalmente de aluminio. El borato de aluminio se utiliza en la fabricación de vidrio y cerámica. Otros compuestos de aluminio se utilizan en pastillas antiácidas, purificación de agua, fabricación de papel, fabricación de pinturas y fabricación de piedras preciosas sintéticas. Propiedades atómicas del aluminio La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el aluminio dentro de la tabla periódica de los elementos, el aluminio se encuentra en el grupo 13 y periodo 3. El aluminio tiene una masa atómica de 26,9815386 u. La configuración electrónica del aluminio es [Ne]3s23p1. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio medio del aluminio es de 125 pm, su radio atómico o radio de Bohr es de 118 pm y su radio covalente es de 118 pm. El aluminio tiene un total de 13 electrones cuya distribución es la siguiente: En la primera capa tiene 2 electrones, en la segunda tiene 8 electrones y en su tercera capa tiene 3 electrones. Silicio Propiedades del silicio El silicio forma parte de los elementos denominados metaloides o semimetales. Este tipo de elementos tienen propiedades intermedias entre metales y no metales. En cuanto a su conductividad eléctrica, este tipo de materiales al que pertenece el silicio, son semiconductores. El estado del silicio en su forma natural es sólido (no magnético). El silicio es un elmento químico de aspecto gris oscuro azulado y pertenece al grupo de los metaloides. El número atómico del silicio es 14. El símbolo químico del silicio es Si. El punto de fusión del silicio es de 1687 grados Kelvin o de 1414,85 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del silicio es de 3173 grados Kelvin o de 2900,85 grados celsius o grados centígrados. Usos del silicio El silicio es el segundo elemento más abundante en la corteza terrestre y es vital para la industria de la construcción. Si alguna vez te has preguntado para qué sirve el silicio, a continuación tienes una lista de sus posibles usos: El dióxido de silicio y sílice (en forma de arcilla o arena) son componentes importantes de ladrillos, hormigón y cemento. El silicio es un semiconductor. Esto significa que el flujo eléctrico puede ser controlada mediante el uso de partes de silicio. Por lo tanto, el silicio es muy importante en la industria eléctrica. Componentes de silicio se utilizan en las computadoras, los transistores, células solares, pantallas LCD y otros dispositivos semiconductores. La mayoría del silicio se utiliza para la fabricación de aleaciones de aluminio y silicio con el fin de producir piezas fundidas. Las piezas se producen mediante el vertido del material fundido de aluminio y silicio en un molde. Estas piezas de material fundido se utilizan generalmente en la industria del automóvil para fabricar piezas para coches. La masilla "Silly Putty" antes se hacía mediante la adición de ácido bórico al aceite de silicona. El carburo de silicio es un abrasivo muy importante. Los silicatos se puede utilizar para hacer tanto cerámica y como esmalte. La arena, que contiene silicio, es un componente muy importante del vidrio. La silicona, un polímero derivado del silicio, se utiliza en aceites y ceras, implantes mamarios, lentes de contacto, explosivos y pirotecnia (fuegos artificiales). En el futuro, el silicio puede sustituir al carbón como la principal fuente de electricidad. Propiedades atómicas del silicio La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el silicio dentro de la tabla periódica de los elementos, el silicio se encuentra en el grupo 14 y periodo 3. El silicio tiene una masa atómica de 28,0855 u. La configuración electrónica del silicio es [Ne]3s2 3p2. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio medio del silicio es de 110 pm, su radio atómico o radio de Bohr es de 111 pm, su radio covalente es de 111 pm y su radio de Van der Waals es de 210 pm. El silicio tiene un total de 14 electrones cuya distribución es la siguiente: En la primera capa tiene 2 electrones, en la segunda tiene 8 electrones y en su tercera capa tiene 4 electrones. Fosforo Propiedades del fósforo Una de las propiedades de los elementos no metales como el fósforo es por ejemplo que los elementos no metales son malos conductores del calor y la electricidad. El fósforo, al igual que los demás elementos no metales, no tiene lustre. Debido a su fragilidad, los no metales como el fósforo, no se pueden aplanar para formar láminas ni estirados para convertirse en hilos. El estado del fósforo en su forma natural es sólido (diamagnético). El fósforo es un elmento químico de aspecto incoloro, rojo o blanco plateado y pertenece al grupo de los no metales. El número atómico del fósforo es 15. El símbolo químico del fósforo es P. El punto de fusión del fósforo es de 317,3 grados Kelvin o de 45,15 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del fósforo es de 550 grados Kelvin o de 277,85 grados celsius o grados centígrados. El fósforo es un mineral que nuestro organismo necesita para su correcto funcionamiento y se puede encontrar en los alimentos. A través del siguiente enlace, podrás encontrar una lista de alimentos con fósforo. Usos del fósforo El fósforo es un elemento químico importante que tiene sólo un isótopo estable. Si alguna vez te has preguntado para qué sirve el silicio, a continuación tienes una lista de sus posibles usos: Los fosfatos se utilizan para hacer vidrio especial que se utiliza como en las lámparas de sodio. El fósforo es un nutriente esencial para las plantas, por lo que se añade a los fertilizantes. En en laboratorio, dos isótopos radiactivos de fósforo se puede utilizar como trazadores radiactivos. El fosfato de calcio se puede utilizar para hacer porcelana fina. Las cabezas de las cerillas están hechos de fósforo. Las bengalas y los fósforos de seguridad también están hechos de fósforo. El fósforo blanco se usa en bombas incendiarias, cortinas de humo (por ejemplo, bombas de humo) y en munición trazadora. El tributilfosfato, un compuesto de fósforo, se utiliza para extraer uranio. Esto se llama el proceso Purex. El fósforo es un componente importante de ADN y ARN. El fósforo se utiliza en la producción de acero. El tripolifosfato de sodio se utiliza en detergentes para ropa en algunas partes del mundo. Esto ayuda en la limpieza de la ropa. Sin embargo, algunos países han prohibido ya que conduce a la muerte de los peces cuando se filtró hacia las vías fluviales. Otros compuestos de fósforo se utilizan en la fabricación de pesticidas, aditivos alimentarios, dentífrico y fertilizantes. Propiedades atómicas del fósforo La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el fósforo dentro de la tabla periódica de los elementos, el fósforo se encuentra en el grupo 15 y periodo 3. El fósforo tiene una masa atómica de 30,9737620 u. La configuración electrónica del fósforo es [Ne]3s2 3p3. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio medio del fósforo es de 100 pm, su radio atómico o radio de Bohr es de 98 pm, su radio covalente es de 106 pm y su radio de Van der Waals es de 180 pm. El fósforo tiene un total de 15 electrones cuya distribución es la siguiente: En la primera capa tiene 2 electrones, en la segunda tiene 8 electrones y en su tercera capa tiene 5 electrones. Azufre Propiedades del azufre Una de las propiedades de los elementos no metales como el azufre es por ejemplo que los elementos no metales son malos conductores del calor y la electricidad. El azufre, al igual que los demás elementos no metales, no tiene lustre. Debido a su fragilidad, los no metales como el azufre, no se pueden aplanar para formar láminas ni estirados para convertirse en hilos. El estado del azufre en su forma natural es sólido. El azufre es un elmento químico de aspecto amarillo limón y pertenece al grupo de los no metales. El número atómico del azufre es 16. El símbolo químico del azufre es S. El punto de fusión del azufre es de 388,36 grados Kelvin o de 116,21 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del azufre es de 717,87 grados Kelvin o de 445,72 grados celsius o grados centígrados. Usos del azufre El azufre, es un sólido cristalino amarillo brillante, que es esencial para la vida. Si alguna vez te has preguntado para qué sirve el azufre, a continuación tienes una lista de sus posibles usos: La mayoría de azufre se convierte en ácido sulfúrico. El ácido sulfúrico es extremadamente importante para muchas industrias de todo el mundo. Se utiliza en la fabricación de fertilizantes, refinerías de petróleo, tratamiento de aguas residuales, baterías de plomo para automóviles, extracción de mineral, eliminación de óxido de hierro, fabricación de nylon y producción de ácido clorhídrico. El azufre puede ser utilizado como un pesticida y fungicida. Muchos agricultores que cultivan alimentos orgánicos usan azufre como un pesticida natural y fungicida. El sulfato de magnesio, que contiene azufre, se utiliza como laxante, en sales de baño y como un suplemento de magnesio para las plantas. El azufre es importante para la vida. Por lo tanto, se añade a los fertilizantes (en forma soluble) para que las plantas tengan más azufre disponible en el suelo. El disulfuro de carbono, un compuesto de azufre, se puede utilizar para hacer celofán y rayón (un material utilizado en la ropa). El azufre se utiliza para vulcanizar caucho. La vulcanización de goma hace más difícil. Se asegura que el caucho mantiene su forma. El caucho vulcanizado se utiliza para fabricar neumáticos del coche, suelas de zapatos, mangueras y discos de hockey sobre hielo. Otros compuestos de azufre (sulfitos) se utilizan para blanquear el papel y preservar la fruta. El azufre es también un componente de la pólvora. Propiedades atómicas del azufre La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el azufre dentro de la tabla periódica de los elementos, el azufre se encuentra en el grupo 16 y periodo 3. El azufre tiene una masa atómica de 32,065 u. La configuración electrónica del azufre es [Ne] 3s2 3p4. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio medio del azufre es de 100 pm, su radio atómico o radio de Bohr es de 88 pm, su radio covalente es de 102 pm y su radio de Van der Waals es de 180 pm. El azufre tiene un total de 16 electrones cuya distribución es la siguiente: En la primera capa tiene 2 electrones, en la segunda tiene 8 electrones y en su tercera capa tiene 6 electrones. Cloro Propiedades del cloro Los elementos del grupo de los halógenos como el cloro se presentan como moléculas diatómicas químicamente activas. El nombre halógeno, proviene del griego y su significado es "formador de sales". Son elementos halógenos entre los que se encuentra el cloro, son oxidantes. Muchos compuestos sintéticos orgánicos y algunos compuestos orgánicos naturales, contienen elementos halógenos como el cloro. A este tipo de compuestos se los conoce como compuestos halogenados. El estado del cloro en su forma natural es gaseoso (no magnético). El cloro es un elmento químico de aspecto amarillo verdoso y pertenece al grupo de los halógenos. El número atómico del cloro es 17. El símbolo químico del cloro es Cl. El punto de fusión del cloro es de 171,6 grados Kelvin o de -100,55 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del cloro es de 239,11 grados Kelvin o de -33,04 grados celsius o grados centígrados. Usos del cloro Algunas moléculas que contienen cloro han sido responsables de agotamiento del ozono. Si alguna vez te has preguntado para qué sirve el cloro, a continuación tienes una lista de sus posibles usos: El cloro se utiliza (por lo general un determinado compuesto de cloro) para matar las bacterias en las piscinas y en el agua potable. También se utiliza en los desinfectantes y blanqueadores por la misma razón. El cloro es muy efectivo contra la bacteria E. coli. Si bien no se utiliza tan a menudo hoy en día, algunas fuerzas armadas aún usan el cloro como un gas venenoso. Es más utilizado de esta forma normalmente por grupos terroristas. El cloro se utiliza para fabricar plásticos. El PVC (cloruro de polivinilo) está hecho de cloro. El PVC se utiliza para hacer ropa, pisos, cables eléctricos, tubos flexibles y tuberías, figuras (estatuas), camas de agua y estructuras inflables. El PVC también se utiliza actualmente para hacer las tejas del techo. El cloro se utiliza en la extracción de bromo. El cloruro de metilo, otro compuesto importante de cloro, se utiliza como un anestésico. También se utiliza para hacer ciertos polímeros de silicona y se utiliza para extraer grasas, aceites y resinas. El cloroformo, que contiene cloro, se utiliza como un disolvente común en los laboratorios de ciencias. También se utiliza para matar gusanos en las heridas de los animales. El tricloroetileno se utiliza para desengrasar piezas de metal. Propiedades atómicas del cloro La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el cloro dentro de la tabla periódica de los elementos, el cloro se encuentra en el grupo 17 y periodo 3. El cloro tiene una masa atómica de 35,453 u. La configuración electrónica del cloro es [Ne]3s2 3p5. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio medio del cloro es de 100 pm, su radio atómico o radio de Bohr es de 79 pm, su radio covalente es de 99 pm y su radio de Van der Waals es de 175 pm. El cloro tiene un total de 17 electrones cuya distribución es la siguiente: En la primera capa tiene 2 electrones, en la segunda tiene 8 electrones y en su tercera capa tiene 7 electrones. Argón Propiedades del argón Los gases nobles como el argón tienen poca tendencia a participar en reacciones químicas. El argón, como el resto de gases nobles presenta las siguientes propiedades: Es incoloro, inodoro y muestra una reactividad química muy baja en condiciones normales. El estado del argón en su forma natural es gaseoso. El argón es un elmento químico de aspecto incoloro y pertenece al grupo de los gases nobles. El número atómico del argón es 18. El símbolo químico del argón es Ar. El punto de fusión del argón es de 83,8 grados Kelvin o de -188,35 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del argón es de 87,3 grados Kelvin o de -184,85 grados celsius o grados centígrados. Usos del argón El argón, que tiene el símbolo químico Ar, es el tercer gas más común en la atmósfera de la Tierra después de nitrógeno y oxígeno. Si alguna vez te has preguntado para qué sirve el cloro, a continuación tienes una lista de sus posibles usos: El gas argón se utiliza en quemadores eléctricos de grafito para evitar la combustión del grafito. El grafito se quema en si se calienta con aire normal por la presencia de oxígeno. Los cristales de silicio y germanio se obtienen utilizando argón. El argón se utiliza para matar a los cerdos (evitando su sufrimiento) si hay un brote de alguna enfermedad en una granja. De vez en cuando, el argón se utiliza para apagar incendios en los que es vital que el equipo no sufra daños. El argón, en forma líquida, es utilizado por los científicos para buscar la materia oscura. El argón se puede utilizar para preservar la pintura, el barniz y cosas similares cuando se quieren almacenar una vez aviertas. El Archivo Nacional Americano usa el argón para almacenar importantes documentos nacionales (como la Declaración de Independencia). Esto evita que los documentos sean destruidas por el aire. En los laboratorios de ciencias, el argón se utiliza a menudo como un gas portador en cromatografía de gases. Si bien existen algunos riesgos, el argón licuado puede ser usado para destruir las células cancerosas en un procedimiento llamado coagulación con argón. Los láseres azules de argón se utilizan en cirugía para soldar las arterias y corregir problemas oculares. Las luces de láser azul se hacen con argón. Las bombillas se llenan con argón para evitar que el filamento reaccione con el aire y se consuma. Los buzos utilizan argón para inflar un traje seco. Propiedades atómicas del argón La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el argón dentro de la tabla periódica de los elementos, el argón se encuentra en el grupo 18 y periodo 3. El argón tiene una masa atómica de 39,948 u. La configuración electrónica del argón es [Ne]3s23p6. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio atómico o radio de Bohr del argón es de 71 pm, su radio covalente es de 97 pm y su radio de Van der Waals es de 188 pm. El argón tiene un total de 18 electrones cuya distribución es la siguiente: En la primera capa tiene 2 electrones, en la segunda tiene 8 electrones y en su tercera capa tiene 8 electrones. Período 4 El cuarto período es más largo, está formado por dieciocho elementos. Período 4 = cuatro órbitas = 18 elementos. Potasio Propiedades del potasio El potasio pertenece al grupo de los metales alcalinos. Este grupo de elementos se caracterizan por tener un solo electrón en su nivel energético más externo y tienen tendencia a perderlo formando así un ion monopositivo. Esta tendencia que tienen los metales alcalinos como el potasio es debida a su baja energía de ionización y su poca afinidad electrónica. El estado del potasio en su forma natural es sólido. El potasio es un elmento químico de aspecto blanco plateado y pertenece al grupo de los metales alcalinos. El número atómico del potasio es 19. El símbolo químico del potasio es K. El punto de fusión del potasio es de 336,53 grados Kelvin o de 64,38 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del potasio es de 1032 grados Kelvin o de 759,85 grados celsius o grados centígrados. El potasio es un mineral que nuestro organismo necesita para su correcto funcionamiento y se puede encontrar en los alimentos. A través del siguiente enlace, podrás encontrar una lista de alimentos con potasio. Usos del potasio Los iones de potasio son vitales para la vida animal y vegetal. Las frutas contienen una alta cantidad de iones de potasio. Si alguna vez te has preguntado para qué sirve el potasio, a continuación tienes una lista de sus posibles usos: Casi todo el potasio en el mundo se utiliza en fertilizantes. Como los iones de potasio son una parte vital de la nutrición de las plantas, los cultivos y los árboles deben ser cultivados en suelos con altas concentraciones de iones de potasio. El cloruro de potasio, sulfato de potasio y nitrato de potasio se utilizan en la agricultura, horticultura y cultivos hidropónicos. El cloruro de potasio se utiliza para detener el corazón. Esto se utiliza para una cirugía de corazón (cuando el corazón se detiene y se vuelve a reactivar) y en las inyecciones letales. La sal de Rochelle, que contiene potasio, es el principal componente en polvo de hornear. El bromato de potasio se añade a la harina para hacerla más fuerte y aumentando su densidad. Otro compuesto de potasio, bisulfato de potasio, se utiliza para conservar los alimentos (excepto carnes), vino y cerveza. También se puede utilizar para limpiar y decolorar telas y teñir el cuero. Los submarinos y naves espaciales a menudo contienen la superóxido de potasio (KO2). Esto suministra oxígeno a los tripulantes del submarino o una nave espacial. El hidróxido de potasio es una base fuerte. Se utiliza en las industrias y laboratorios de ciencias para neutralizar los ácidos y hacer sales de potasio. También se añade a las grasas y aceites para hacer jabón. El clorato de potasio se utiliza para matar las malas hierbas. También se utiliza en los fósforos de seguridad. El vidrio templado (más fuerte que el vidrio ordinario) se realiza mediante el nitrato de potasio. Dos compuestos de potasio se utilizan como tintas y tintes. El cianuro de potasio se utiliza en la minería de oro. Propiedades atómicas del potasio La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el potasio dentro de la tabla periódica de los elementos, el potasio se encuentra en el grupo 1 y periodo 4. El potasio tiene una masa atómica de 39,0983 u. La configuración electrónica del potasio es [Ar]4s1. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio medio del potasio es de 220 pm, su radio atómico o radio de Bohr es de 243 pm, su radio covalente es de 196 pm y su radio de Van der Waals es de 275 pm. El potasio tiene un total de 19 electrones cuya distribución es la siguiente: En la primera capa tiene 2 electrones, en la segunda tiene 8 electrones, en su tercera capa tiene 8 electrones y en la cuarta, 1 electrón. Calcio Propiedades del calcio Los metales alcalinotérreos, entre los que se encuentra el calcio, tienen propiedades entre las que está el ser blandos, coloreados y tener una baja densidad. Los elementos como el calcio tienen una baja energía de ionización. Todos los metales alcalinotérreos forman compuestos iónicos a excepción del berilio. El estado del calcio en su forma natural es sólido (paramagnético). El calcio es un elmento químico de aspecto blanco plateado y pertenece al grupo de los metales alcalinotérreos. El número atómico del calcio es 20. El símbolo químico del calcio es Ca. El punto de fusión del calcio es de 1115 grados Kelvin o de 842,85 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del calcio es de 1800 grados Kelvin o de 1527,85 grados celsius o grados centígrados. El calcio es un mineral que nuestro organismo necesita para su correcto funcionamiento y se puede encontrar en los alimentos. A través del siguiente enlace, podrás encontrar una lista de alimentos con calcio. Usos del calcio El calcio es un elemento químico con el símbolo de Ca y una masa atómica de 40,078. Si alguna vez te has preguntado para qué sirve el calcio, a continuación tienes una lista de sus posibles usos: El calcio se utiliza como un agente reductor con el fin de extraer metales como el uranio, zirconio y torio. El queso se hace mediante el uso de iones de calcio que realizan la coagulación de la leche. El cemento y el mortero, mezclas importantes en la construcción de edificios y otras cosas, se hacen con calcio. El hidróxido de calcio se utiliza para determinar si el dióxido de carbono está presente. Se utiliza comúnmente en los laboratorios de ciencias. Los insecticidas (productos químicos que matan a las plagas) se realizan con arseniato de calcio. Las aleaciones de aluminio, berilio, cobre, plomo y magnesio se hacen usando calcio. El tungstato de calcio se utiliza en pinturas brillantes, estudios de rayos X y luces fluorescentes. Los fuegos artificiales y las bengalas se puede hacer de fosfuro de calcio. El hielo se retira de las carreteras utilizando cloruro de calcio. También se añade al tomate enlatado y es un acondicionador del hormigón. El carbonato de calcio se utiliza para hacer cal y piedra caliza, que son dos compuestos importantes en la industria del vidrio. El gas acetileno (usado para soldar) y algunos plásticos están hechos de carburo de calcio. El gluconato de calcio se utiliza como un aditivo alimentario. También se añade a las píldoras de vitaminas. La tiza está hecha de sulfato de calcio. El hipoclorito de calcio se utiliza para la desinfección de piscinas (eliminar las bacterias) y también es un blanqueador. También se agrega a desodorantes y fungicidas. Otros compuestos de calcio se utilizan en combustibles líquidos, la producción textil, productos dentales (incluyendo el dentífrico), los fertilizantes y la fabricación de productos basados en levadura. Propiedades atómicas del calcio La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el calcio dentro de la tabla periódica de los elementos, el calcio se encuentra en el grupo 2 y periodo 4. El calcio tiene una masa atómica de 40,078 u. La configuración electrónica del calcio es [Ar]4s2. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio medio del calcio es de 180 pm, su radio atómico o radio de Bohr es de 194 pm y su radio covalente es de 174 pm. El calcio tiene un total de 20 electrones cuya distribución es la siguiente: En la primera capa tiene 2 electrones, en la segunda tiene 8 electrones, en su tercera capa tiene 8 electrones y en la cuarta, 2 electrones. Escandio Propiedades del escandio Los metales de transición, también llamados elementos de transición es el grupo al que pertenece el escandio. En este grupo de elementos químicos al que pertenece el escandio, se encuentran aquellos situados en la parte central de la tabla periódica, concretamente en el bloque d. Entre las características que tiene el escandio, así como las del resto de metales de tansición se encuentra la de incluir en su configuración electrónica el orbital d, parcialmente lleno de electrones. Propiedades de este tipo de metales, entre los que se encuentra el escandio son su elevada dureza, el tener puntos de ebullición y fusión elevados y ser buenos conductores de la electricidad y el calor. El estado del escandio en su forma natural es sólido. El escandio es un elmento químico de aspecto blanco plateado y pertenece al grupo de los metales de transición. El número atómico del escandio es 21. El símbolo químico del escandio es Sc. El punto de fusión del escandio es de 1814 grados Kelvin o de 1541,85 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del escandio es de 3103 grados Kelvin o de 2830,85 grados celsius o grados centígrados. Usos del escandio El escandio es el elemento 21 en la tabla periódica y está representado por el símbolo Sc. Fue descubierto por Lars Fredrik Nilson en 1879. En su forma pura es de color blanco plateado y es sólido a temperatura ambiente. Comúnmente se produce como un subproducto durante la extracción de uranio y el hierro. La producción mundial se mantiene baja, lo que reduce las aplicaciones de este elemento químico. Si alguna vez te has preguntado para qué sirve el escandio, a continuación tienes una lista de sus posibles usos: El escandio, se añade al aluminio para crear una aleación muy fuerte que se utiliza en la industria aeroespacial. Los aviónes militares rusos MiG-21 y MiG-29 utilizan este material. Debido al alto costo, se utilizan más frecuentemente aleaciones de titanio en los aviones. Las aleaciones de escandio se utilizan también en algunos equipos de alto rendimiento deportivo. Esto incluye los bates de béisbol, cadenas de bicicletas y palos de lacrosse. Hay por lo menos una empresa de fabricación de armas que utiliza aleaciones de escandio en sus revólveres. El yoduro de escandio, se utiliza con yoduro de sodio para crear lámparas de gas. Son una fuente de luz potente y comúnmente se utiliza para replicar la luz solar al usar cámaras de televisión. En las plataformas petrolíferas se utiliza un isótopo radiactivo de escandio como un agente de rastreo que ayuda al análisis del aceite crudo. Propiedades atómicas del escandio La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el escandio dentro de la tabla periódica de los elementos, el escandio se encuentra en el grupo 3 y periodo 4. El escandio tiene una masa atómica de 44,955910 u. La configuración electrónica del escandio es [Ar]4s2 3d1. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio medio del escandio es de 160 pm, su radio atómico o radio de Bohr es de 184 pm y su radio covalente es de 144 pm. Titanio Propiedades del titanio Los metales de transición, también llamados elementos de transición es el grupo al que pertenece el titanio. En este grupo de elementos químicos al que pertenece el titanio, se encuentran aquellos situados en la parte central de la tabla periódica, concretamente en el bloque d. Entre las características que tiene el titanio, así como las del resto de metales de tansición se encuentra la de incluir en su configuración electrónica el orbital d, parcialmente lleno de electrones. Propiedades de este tipo de metales, entre los que se encuentra el titanio son su elevada dureza, el tener puntos de ebullición y fusión elevados y ser buenos conductores de la electricidad y el calor. El estado del titanio en su forma natural es sólido. El titanio es un elmento químico de aspecto plateado y pertenece al grupo de los metales de transición. El número atómico del titanio es 22. El símbolo químico del titanio es Ti. El punto de fusión del titanio es de 1941 grados Kelvin o de 1668,85 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del titanio es de 3560 grados Kelvin o de 3287,85 grados celsius o grados centígrados. Usos del titanio El titanio es un metal muy importante que fue descubierto en 1791. Si alguna vez te has preguntado para qué sirve el titanio, a continuación tienes una lista de sus posibles usos: Las aleaciones de titanio se utilizan en los aviones y también en helicópteros, blindaje, buques de guerra, naves espaciales y misiles. Las aleaciones de titanio no se desgastan fácilmente, son fuertes y resistentes a la corrosión por lo que son perfectos para su uso en las aplicaciones anteriores. La mayoría de titanio se convierte en óxido de titanio. Este es el pigmento blanco encontrado en el dentífrico, pintura, papel y algunos plásticos. El cemento y las piedras preciosas también contienen óxido de titanio. Las cañas de pescar y palos de golf también se hacen más fuertes mediante del uso de óxido de titanio. Los intercambiadores de calor en las plantas de desalinización (que convierten el agua de mar en agua potable) están hechos de titanio, ya que es resistente a la corrosión en agua de mar. Los piercings corporales, generalmente se hacen de titanio. El titanio es perfecto para esto ya que se puede colorear fácilmente y es inerte (no reaccionará con otros elementos). Los instrumentos quirúrgicos, las sillas de ruedas y las muletas están hechas de titanio para una alta resistencia y bajo peso. Los implantes dentales están hechos con titanio. Las personas con implantes dentales de titanio aún puede ir en una máquina de resonancia magnética! Las bolas de la cadera y reemplazos articulares están hechos de titanio y que pueden permanecer en el lugar durante unos 20 años. Muchas armas de fuego (pistolas) están hechas de titanio, ya que es un material fuerte y ligero. El cuerpo de los ordenadores portátiles están hechos a menudo de titanio. El titanio se utiliza a veces en la construcción de edificios. Las parrillas de casco de fútbol americano, raquetas de tenis, cascos de cricket y cuadros de bicicletas están hechos de titanio. Propiedades atómicas del titanio La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el titanio dentro de la tabla periódica de los elementos, el titanio se encuentra en el grupo 4 y periodo 4. El titanio tiene una masa atómica de 47,867 u. La configuración electrónica del titanio es [Ar]3d24s2. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio medio del titanio es de 140 pm, su radio atómico o radio de Bohr es de 176 pm y su radio covalente es de 136 pm. El titanio tiene un total de 22 electrones cuya distribución es la siguiente: En la primera capa tiene 2 electrones, en la segunda tiene 8 electrones, en su tercera capa tiene 10 electrones y en la cuarta, 2 electrones. Vanadio Propiedades del vanadio Los metales de transición, también llamados elementos de transición es el grupo al que pertenece el vanadio. En este grupo de elementos químicos al que pertenece el vanadio, se encuentran aquellos situados en la parte central de la tabla periódica, concretamente en el bloque d. Entre las características que tiene el vanadio, así como las del resto de metales de tansición se encuentra la de incluir en su configuración electrónica el orbital d, parcialmente lleno de electrones. Propiedades de este tipo de metales, entre los que se encuentra el vanadio son su elevada dureza, el tener puntos de ebullición y fusión elevados y ser buenos conductores de la electricidad y el calor. El estado del vanadio en su forma natural es sólido. El vanadio es un elmento químico de aspecto metálico gris plateado y pertenece al grupo de los metales de transición. El número atómico del vanadio es 23. El símbolo químico del vanadio es V. El punto de fusión del vanadio es de 2175 grados Kelvin o de 1902,85 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del vanadio es de 3682 grados Kelvin o de 3409,85 grados celsius o grados centígrados. Usos del vanadio El vanadio es un metal que se descubrió en el siglo 19. Si alguna vez te has preguntado para qué sirve el vanadio, a continuación tienes una lista de sus posibles usos: Pequeñas cantidades de vanadio son añadidos al acero para hacerlo más fuerte. Los instrumentos quirúrgicos, herramientas, ejes, cuadros de bicicletas, cigüeñales, engranajes y motores de aviones están hechos de este acero reforzado con vanadio. El pentóxido de vanadio se utiliza como un catalizador para producir ácido sulfúrico. El ácido sulfúrico es uno de los productos químicos más importantes para la industria. El pentóxido de vanadio se utiliza también para hacer anhídrido maleico y algunos tipos de cerámica. En el futuro, podría usarse un compuesto de vanadio podría para las pilas de litio como ánodo. También podría usarse en las baterías recargables. El vanadato, otro compuesto de vanadio, protege al acero de la oxidación y la corrosión. El dióxido de vanadio se utiliza para hacer revestimientos de vidrio que bloquean la radiación infrarroja. El óxido de vanadio también se utiliza para la fabricación de bisutería. La capa exterior de los imanes superconductores puede estar hecha de vanadio. Algunas bacterias y otros organismos utilizan un compuesto de vanadio para procesar el nitrógeno. Propiedades atómicas del vanadio La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el vanadio dentro de la tabla periódica de los elementos, el vanadio se encuentra en el grupo 5 y periodo 4. El vanadio tiene una masa atómica de 50,9415 u. La configuración electrónica del vanadio es [Ar]3d34s2. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio medio del vanadio es de 135 pm, su radio atómico o radio de Bohr es de 171 pm y su radio covalente es de 125 pm. El vanadio tiene un total de 23 electrones cuya distribución es la siguiente: En la primera capa tiene 2 electrones, en la segunda tiene 8 electrones, en su tercera capa tiene 11 electrones y en la cuarta, 2 electrones. Cromo Propiedades del cromo Los metales de transición, también llamados elementos de transición es el grupo al que pertenece el cromo. En este grupo de elementos químicos al que pertenece el cromo, se encuentran aquellos situados en la parte central de la tabla periódica, concretamente en el bloque d. Entre las características que tiene el cromo, así como las del resto de metales de tansición se encuentra la de incluir en su configuración electrónica el orbital d, parcialmente lleno de electrones. Propiedades de este tipo de metales, entre los que se encuentra el cromo son su elevada dureza, el tener puntos de ebullición y fusión elevados y ser buenos conductores de la electricidad y el calor. El estado del cromo en su forma natural es sólido. El cromo es un elmento químico de aspecto plateado metálico y pertenece al grupo de los metales de transición. El número atómico del cromo es 24. El símbolo químico del cromo es Cr. El punto de fusión del cromo es de 2130 grados Kelvin o de 1857,85 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del cromo es de 2945 grados Kelvin o de 2672,85 grados celsius o grados centígrados. Usos del cromo El cromo es el primer elemento en el Grupo 6 de la tabla periódica. Si alguna vez te has preguntado para qué sirve el cromo, a continuación tienes una lista de sus posibles usos: La cinta magnética (utilizada en cassettes de audio y cintas de audio de gama alta) está hecha de un compuesto magnético de cromo. El óxido de cromo (III) es un óxido de metal pulido mejor conocido como verde de cromo. En los laboratorios de ciencias, el ácido crómico se utiliza para limpiar la cristalería si tiene trazas de compuestos orgánicos. El cuero se curte usando iones de sales de cromo (III). Los diferentes compuestos de cromo se utilizan para hacer diferentes pigmentos de color y tintes. Los autobuses escolares se suelen pintar utilizando amarillo de cromo. Actualmente, se utilizan debido alternativas debido a preocupaciones ambientales. El rojo cromo y el verde de cromo siguen siendo los colores más comunes. La madera se conserva mediante el uso de sales de cromo (VI). El acero inoxidable, utilizado en muchas aplicaciones, se hace cuando se añade cromo al hierro. Los cuchillos de acero inoxidable contienen cromo. Las aleaciones de hierro, níquel y cromo son muy fuertes y soportan temperaturas muy altas. Se utilizan en motores a reacción y turbinas de gas. El cromo es bastante duro y es resistente a la corrosión. Por este motivo, muchas cosas están revestidas de cromo. Un montón de cosas de metal que utilizamos a diario (cuchillos y tenedores por ejemplo) están recubiertas con cromo. Propiedades atómicas del cromo La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el cromo dentro de la tabla periódica de los elementos, el cromo se encuentra en el grupo 6 y periodo 4. El cromo tiene una masa atómica de 51,9961 u. La configuración electrónica del cromo es [Ar]3d54s1. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio medio del cromo es de 140 pm, su radio atómico o radio de Bohr es de 166 pm y su radio covalente es de 127 pm. El cromo tiene un total de 24 electrones cuya distribución es la siguiente: En la primera capa tiene 2 electrones, en la segunda tiene 8 electrones, en su tercera capa tiene 13 electrones y en la cuarta, 1 electrón. Manganeso Propiedades del manganeso Los metales de transición, también llamados elementos de transición es el grupo al que pertenece el manganeso. En este grupo de elementos químicos al que pertenece el manganeso, se encuentran aquellos situados en la parte central de la tabla periódica, concretamente en el bloque d. Entre las características que tiene el manganeso, así como las del resto de metales de tansición se encuentra la de incluir en su configuración electrónica el orbital d, parcialmente lleno de electrones. Propiedades de este tipo de metales, entre los que se encuentra el manganeso son su elevada dureza, el tener puntos de ebullición y fusión elevados y ser buenos conductores de la electricidad y el calor. El estado del manganeso en su forma natural es sólido (generalmente no magnético). El manganeso es un elemento químico de aspecto plateado metálico y pertenece al grupo de los metales de transición. El número atómico del manganeso es 25. El símbolo químico del manganeso es Mn. El punto de fusión del manganeso es de (diamante) 1517 grados Kelvin o de -272,15 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del manganeso es de 2235 grados Kelvin o de 1962,85 grados celsius o grados centígrados. Usos del manganeso El manganeso es un metal muy importante que se utiliza en una gran variedad de aplicaciones diferentes. Si alguna vez te has preguntado para qué sirve el manganeso, a continuación tienes una lista de sus posibles usos: El traquetreo de los motores se reducen mediante el uso de un compuesto de manganeso que se añade a la gasolina sin plomo. Esto aumenta el octanaje del combustible. El manganeso se utiliza en las baterías desechables estándar. El manganeso es esencial para producir acero y el hierro. El manganeso es un componente esencial para la fabricación de acero inoxidable de bajo costo. El manganeso es aleado con aluminio para producir un metal que es más resistente a la corrosión. La mayoría de las latas de aluminio para bebidas contienen entre 0,8% y 1,5% de manganeso. En química, el óxido de manganeso se utiliza para oxidar alcohol bencílico. La contaminación de hierro pueden hacer que el vidrio se tinte de color verde. Ya desde tiempos antiguos se añade un compuesto de manganeso al vidrio contrarrestar este efecto. El oxígeno y el cloro se procesan utilizando dióxido de manganeso. Este mismo compuesto es también un pigmento marrón que se puede utilizar para hacer pintura. El vidrio y la cerámica se pueden colorear mediante diversos compuestos de manganeso. En algunas partes del mundo, el manganeso se utiliza para fabricar monedas. Propiedades atómicas del manganeso La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el manganeso dentro de la tabla periódica de los elementos, el manganeso se encuentra en el grupo 7 y periodo 4. El manganeso tiene una masa atómica de 54,938049 u. La configuración electrónica del manganeso es [Ar]3d54s2. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio medio del manganeso es de 140 pm, su radio atómico o radio de Bohr es de 161 pm y su radio covalente es de 139 pm. El manganeso tiene un total de 25 electrones cuya distribución es la siguiente: En la primera capa tiene 2 electrones, en la segunda tiene 8 electrones, en su tercera capa tiene 13 electrones y en la cuarta, 2 electrones. Hierro Propiedades del hierro Los metales de transición, también llamados elementos de transición es el grupo al que pertenece el hierro. En este grupo de elementos químicos al que pertenece el hierro, se encuentran aquellos situados en la parte central de la tabla periódica, concretamente en el bloque d. Entre las características que tiene el hierro, así como las del resto de metales de tansición se encuentra la de incluir en su configuración electrónica el orbital d, parcialmente lleno de electrones. Propiedades de este tipo de metales, entre los que se encuentra el hierro son su elevada dureza, el tener puntos de ebullición y fusión elevados y ser buenos conductores de la electricidad y el calor. El estado del hierro en su forma natural es sólido (ferromagnético). El hierro es un elmento químico de aspecto metálico brillante con un tono grisáceo y pertenece al grupo de los metales de transición. El número atómico del hierro es 26. El símbolo químico del hierro es Fe. El punto de fusión del hierro es de 1808 grados Kelvin o de 1535,85 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del hierro es de 3023 grados Kelvin o de 2750,85 grados celsius o grados centígrados. El hierro es un mineral que nuestro organismo necesita para su correcto funcionamiento y se puede encontrar en los alimentos. A través del siguiente enlace, podrás encontrar una lista de alimentos con hierro. Usos del hierro El hierro es un metal extremadamente útil y el elemento más común del planeta Tierra. Si alguna vez te has preguntado para qué sirve el hierro, a continuación tienes una lista de sus posibles usos: En el proceso Haber-Bosch se utilizan catalizadores de hierro para producir amoníaco y también se utilizan en el proceso de Fischer-Tropsch para convertir el monóxido de carbono en los hidrocarburos utilizados para combustibles y lubricantes. El metal de hierro es fuerte, pero también es muy barato. Por lo tanto, es el metal de uso más común hoy en día. La mayoría de los automóviles, máquinas, herramientas, los cascos de los buques de gran tamaño y la mayoría de las piezas de las máquinas están hechas de hierro. El acero inoxidable es un tipo muy común de acero. El acero se obtiene mediante la combinación de hierro con otros metales. El acero inoxidable se utiliza en algunas partes de los edificios, en ollas y sartenes, cubiertos y material quirúrgico. También se utiliza para fabricar aviones y automóviles. El acero inoxidable es también 100% reciclable. El cloruro de hierro es un compuesto muy importante. Se utiliza para el tratamiento de aguas residuales, como un colorante para telas, como colorante para pintura, como aditivo en la alimentación animal y también para la fabricación de placas de circuitos impresos. El sulfato de hierro se usa para tratar la deficiencia de hierro (anemia). También se utiliza para eliminar las partículas residuales microscópicas del agua. Propiedades atómicas del hierro La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el hierro dentro de la tabla periódica de los elementos, el hierro se encuentra en el grupo 8 y periodo 4. El hierro tiene una masa atómica de 55,845 u. La configuración electrónica del hierro es [Ar]3d64s2. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio medio del hierro es de 140 pm, su radio atómico o radio de Bohr es de 156 pm y su radio covalente es de 126 pm. El hierro tiene un total de 26 electrones cuya distribución es la siguiente: En la primera capa tiene 2 electrones, en la segunda tiene 8 electrones, en su tercera capa tiene 14 electrones y en la cuarta, 2 electrones. Cobalto Propiedades del cobalto Los metales de transición, también llamados elementos de transición es el grupo al que pertenece el cobalto. En este grupo de elementos químicos al que pertenece el cobalto, se encuentran aquellos situados en la parte central de la tabla periódica, concretamente en el bloque d. Entre las características que tiene el cobalto, así como las del resto de metales de tansición se encuentra la de incluir en su configuración electrónica el orbital d, parcialmente lleno de electrones. Propiedades de este tipo de metales, entre los que se encuentra el cobalto son su elevada dureza, el tener puntos de ebullición y fusión elevados y ser buenos conductores de la electricidad y el calor. El estado del cobalto en su forma natural es sólido (ferromagnético). El cobalto es un elmento químico de aspecto metálico con tono gris y pertenece al grupo de los metales de transición. El número atómico del cobalto es 27. El símbolo químico del cobalto es Co. El punto de fusión del cobalto es de 1768 grados Kelvin o de 1495,85 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del cobalto es de 3200 grados Kelvin o de 2927,85 grados celsius o grados centígrados. Usos del cobalto El cobalto es un metal duro, es ferromagnético, de color blanco azulado. Si alguna vez te has preguntado para qué sirve el cobalto, a continuación tienes una lista de sus posibles usos: El óxido de cobalto de litio se utiliza como un electrodo en baterías de litio. Las baterías recargables de níquel-hidruro metálico (NiMH) también contienen algo de cobalto. Pinturas, barnices y tintas se pueden hacer con cobalto para conseguir determinados colores. El cobalto se suele añadir a las aleaciones para crear lo que se conoce como superaleaciones. Estas aleaciones tienen una temperatura estable por lo que son ampliamente utilizados en motores a reacción y turbinas de gas. Estas aleaciones se utilizan también en las caderas y rodillas protésicas cuando se necesitan estos tipos de implantes. Algunos dientes postizos se realizan con cobalto para evitar alergias al níquel. Los imanes permanentes también están hechos de aleaciones de cobalto. Varios compuestos de cobalto son muy importantes en la industria, ya que actúan como catalizadores, acelerando las reacciones químicas. Los combustibles líquidos y polímeros se obtienen mediante el uso de catalizadores de cobalto. Es posible crear una bomba nuclear utilizando cobalto-59. La explosión sería muy pequeña, pero el área afectada se contaminaría con los residuos radiactivos durante algún tiempo. El cobalto-60 se utiliza en medicina para producir rayos gamma. Éstos se utilizan en radioterapia, esterilización de material médico y de desecho, para esterilizar alimentos y para medir la densidad de un objeto. El cobalto-57 también se utiliza en medicina. Se puede utilizar para calcular qué cantidad de vitamina B12 está presente en el organismo. Las capas base para esmaltes de porcelana están hechos de cobalto. Algunas joyas y cubertería están galvanizadas (recubiertas) con cobalto, ya que es duro y resistente a la oxidación. Propiedades atómicas del cobalto La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el cobalto dentro de la tabla periódica de los elementos, el cobalto se encuentra en el grupo 9 y periodo 4. El cobalto tiene una masa atómica de 58,933200 u. La configuración electrónica del cobalto es [Ar]3d74s2. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio medio del cobalto es de 135 pm, su radio atómico o radio de Bohr es de 152 pm y su radio covalente es de 126 pm. Niquel Propiedades del níquel Los metales de transición, también llamados elementos de transición es el grupo al que pertenece el níquel. En este grupo de elementos químicos al que pertenece el níquel, se encuentran aquellos situados en la parte central de la tabla periódica, concretamente en el bloque d. Entre las características que tiene el níquel, así como las del resto de metales de tansición se encuentra la de incluir en su configuración electrónica el orbital d, parcialmente lleno de electrones. Propiedades de este tipo de metales, entre los que se encuentra el níquel son su elevada dureza, el tener puntos de ebullición y fusión elevados y ser buenos conductores de la electricidad y el calor. El estado del níquel en su forma natural es sólido (ferromagnético). El níquel es un elmento químico de aspecto lustroso metálico y pertenece al grupo de los metales de transición. El número atómico del níquel es 28. El símbolo químico del níquel es Ni. El punto de fusión del níquel es de 1728 grados Kelvin o de 1455,85 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del níquel es de 2730 grados Kelvin o de 2457,85 grados celsius o grados centígrados. Usos del níquel El níquel es un metal brillante plateado-blanco con un ligero matiz dorado. Si alguna vez te has preguntado para qué sirve el níquel, a continuación tienes una lista de sus posibles usos: El níquel se utiliza en muchos productos. Algunos ejemplos son las cuerdas de la guitarra eléctrica, los imanes y baterías recargables. Las propiedades magnéticas de níquel en realidad hacen que sea un material muy importante para fabricar discos duros de ordenador. El níquel se une al hierro en una aleación para fabricar acero inoxidable. El acero inoxidable tiene numerosas aplicaciones. Se emplea en utensilios de cocina, cubiertos, herramientas, instrumentos quirúrgicos, tanques de almacenamiento de armas de fuego, faros de coches, joyas y relojes. Varios tipos de hoja de lata se hacen usando níquel aleado con otros metales. También se pueden hacer aleaciones resistentes al calor y la electricidad de níquel. El níquel se añade también a superaleaciones. Por ejemplo, mezclándolo con el cobalto. El níquel se utiliza todavía en muchas partes del mundo para la fabricación de monedas. El níquel se utiliza para fabricar pilas alcalinas, como parte de los electrodos. El níquel se utiliza en un proceso conocido como ensayo de fuego. Este proceso ayuda a identificar los tipos de compuestos en un mineral, metal o aleación. El níquel es capaz de recoger todos los elementos del grupo del platino en este proceso. También recoge parcialmente oro. En química, el níquel se utiliza normalmente como un catalizador para una reacción de hidrogenación. Propiedades atómicas del níquel La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el níquel dentro de la tabla periódica de los elementos, el níquel se encuentra en el grupo 10 y periodo 4. El níquel tiene una masa atómica de 58,71 u. La configuración electrónica del níquel es [Ar]3d84s2. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio medio del níquel es de 135 pm, su radio atómico o radio de Bohr es de 149 pm, su radio covalente es de 121 pm y su radio de Van der Waals es de 163 pm. Cobre Propiedades del cobre Los metales de transición, también llamados elementos de transición es el grupo al que pertenece el cobre. En este grupo de elementos químicos al que pertenece el cobre, se encuentran aquellos situados en la parte central de la tabla periódica, concretamente en el bloque d. Entre las características que tiene el cobre, así como las del resto de metales de tansición se encuentra la de incluir en su configuración electrónica el orbital d, parcialmente lleno de electrones. Propiedades de este tipo de metales, entre los que se encuentra el cobre son su elevada dureza, el tener puntos de ebullición y fusión elevados y ser buenos conductores de la electricidad y el calor. El estado del cobre en su forma natural es sólido (diamagnético). El cobre es un elmento químico de aspecto metálico, rojizo y pertenece al grupo de los metales de transición. El número atómico del cobre es 29. El símbolo químico del cobre es Cu. El punto de fusión del cobre es de 1357,77 grados Kelvin o de 1085,62 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del cobre es de 3200 grados Kelvin o de 2927,85 grados celsius o grados centígrados. Usos del cobre Si alguna vez te has preguntado para qué sirve el cobre, a continuación tienes una lista de sus posibles usos: El cobre se utiliza para las tuberías de suministro de agua. Este metal también se utiliza en refrigeradores y sistemas de aire acondicionado. Los disipadores de calor de los ordenadores están hechos de cobre debido a que el cobre es capaz de absorber una gran cantidad de calor. El magnetrón, la parte fundamental de los hornos de microondas, contiene cobre. Los tubos de vacío y los tubos de rayos catódicos, contienen cobre. A algunos fungicidas y los suplementos nutricionales se les añaden partículas de cobre. Como un buen conductor de electricidad, el cobre se utiliza en el hilo de cobre, electroimanes, relés e interruptores eléctricos. El cobre es un material muy resistente al óxido. Se ha utilizado para hacer recipientes que contienen agua desde tiempos antiguos. Algunas estructuras y estatuas, como la Estatua de la Libertad, están hechas de cobre. El cobre se combina a veces con el níquel para hacer un material resistente a la corrosión que se utiliza en la construcción naval. El cobre se utiliza para fabricar pararrayos. Estos atraen los rayos y provocan que la corriente eléctrica se disperse en lugar de golpear y destruir la estructura sobre la que están colocados. El sulfato de cobre se usa para eliminar el moho. El cobre se utiliza a menudo para colorear el vidrio. Es también un componente del esmalte cerámico. Muchos de los instrumentos musicales, en particular instrumentos de bronce, están hechos de cobre. Propiedades atómicas del cobre La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el cobre dentro de la tabla periódica de los elementos, el cobre se encuentra en el grupo 11 y periodo 4. El cobre tiene una masa atómica de 63,536 u. La configuración electrónica del cobre es [Ar]3d104s1. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio medio del cobre es de 135 [3]pm pm, su radio atómico o radio de Bohr es de 145 [3]pm (Radio de Bohr) pm, su radio covalente es de 138 [3]pm pm y su radio de Van der Waals es de 140 [3]pm pm. Zinc Propiedades del zinc Los metales de transición, también llamados elementos de transición es el grupo al que pertenece el zinc. En este grupo de elementos químicos al que pertenece el zinc, se encuentran aquellos situados en la parte central de la tabla periódica, concretamente en el bloque d. Entre las características que tiene el zinc, así como las del resto de tansición se encuentra la de incluir en su configuración electrónica el parcialmente lleno de electrones. Propiedades de este tipo de metales, entre encuentra el zinc son su elevada dureza, el tener puntos de ebullición y fusión ser buenos conductores de la electricidad y el calor. metales de orbital d, los que se elevados y El estado del zinc en su forma natural es sólido (diamagnético). El zinc es un elmento químico de aspecto azul pálido grisáceo y pertenece al grupo de los metales de transición. El número atómico del zinc es 30. El símbolo químico del zinc es Zn. El punto de fusión del zinc es de 692,68 grados Kelvin o de 420,53 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del zinc es de 1180 grados Kelvin o de 907,85 grados celsius o grados centígrados. El zinc es un mineral que nuestro organismo necesita para su correcto funcionamiento y se puede encontrar en los alimentos. A través del siguiente enlace, podrás encontrar una lista de alimentos con zinc. Usos del zinc El zinc es un metal de color entre blanco azulado y gris plateado. Es duro y frágil a la mayoría de temperaturas, pero se puede hacer maleable por calentamiento a entre 100 y 150 grados Celsius. Se encuentra normalmente con otros metales comunes, tales como el cobre y el plomo. Los mayores yacimientos de zinc se encuentran en Australia, Asia y los Estados Unidos. El zinc es un mineral esencial y es importante para muchos aspectos de la salud humana. Si alguna vez te has preguntado para qué sirve el zinc, a continuación tienes una lista de sus posibles usos: El zinc se utiliza principalmente como un agente anti-corrosiva en productos de metal. Se utiliza en el proceso de galvanización. La galvanización es el recubrimiento de otros metales con hierro o acero. Aproximadamente la mitad del zinc que se usa en el mundo es para galvanización. La galvanización se utiliza para fabricar tela metálica, barandillas, puentes colgantes, postes de luz, techos de metal, intercambiadores de calor y carrocerías de coches. El zinc se usa como un ánodo en otros metales, en particular los metales que se utilizan en trabajos eléctricos o que entran en contacto con agua de mar. También se utiliza para el ánodo en las baterías. En pilas de zinc y carbono se utiliza una lámina de este metal. El zinc es aleado con cobre para crear latón. En latón se utiliza una amplia variedad de productos tales como tuberías, instrumentos, equipos de comunicaciones, herramientas y válvulas de agua. También se utiliza en aleaciones con elementos como el niquel, el aluminio (para soldar) y el bronce. En algunos países, tales como los Estados Unidos, el zinc se utiliza para fabricar monedas. El zinc se utiliza con el cobre, el magnesio y el aluminio en las industrias del automóvil, eléctrica y para hacer herramientas. El óxido de zinc se utiliza como un pigmento blanco en pinturas y tintas de fotocopiadoras. El óxido de zinc se utiliza también en el caucho para protegerlo de la radiación UV. El cloruro de zinc se utiliza en la madera como retardante del fuego y para conservarla. El sulfuro de zinc se utiliza como pintura luminiscente de las superficies de los relojes, rayos X, pantallas de televisión y pinturas que brillan en la oscuridad. También se utiliza en fungicidas agrícolas. El zinc también se utiliza en los suplementos dietéticos. Es de gran ayuda en la curación de heridas, la reducción de la duración y severidad de los resfriados y tiene propiedades antimicrobianas que ayudan a aliviar los síntomas de la gastroenteritis. También se utiliza en protectores solares. Se utiliza en los dentífricos para evitar el mal aliento y en champús para detener la caspa. Propiedades atómicas del zinc La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el zinc dentro de la tabla periódica de los elementos, el zinc se encuentra en el grupo 12 y periodo 4. El zinc tiene una masa atómica de 65,409 u. La configuración electrónica del zinc es [Ar]3d104s2. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio medio del zinc es de 135 pm, su radio atómico o radio de Bohr es de 142 pm, su radio covalente es de 131 pm y su radio de Van der Waals es de 139 pm. El zinc tiene un total de 30 electrones cuya distribución es la siguiente: En la primera capa tiene 2 electrones, en la segunda tiene 8 electrones, en su tercera capa tiene 18 electrones y en la cuarta, 2 electrones. Galio Propiedades del galio El galio pertenece al grupo de elementos metálicos conocido como metales del bloque p que están situados junto a los metaloides o semimetales en la tabla periódica. Este tipo de elementos tienden a ser blandos y presentan puntos de fusión bajos, propiedades que también se pueden atribuir al galio, dado que forma parte de este grupo de elementos. El estado del galio en su forma natural es sólido. El galio es un elmento químico de aspecto blanco plateado y pertenece al grupo de los metales del bloque p. El número atómico del galio es 31. El símbolo químico del galio es Ga. El punto de fusión del galio es de 302,91 grados Kelvin o de 30,76 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del galio es de 2477 grados Kelvin o de 2204,85 grados celsius o grados centígrados. Usos del galio El galio es una sustancia plateado blanda y se funde a temperaturas ligeramente superiores a la temperatura ambiente. Fue descubierto en 1875 por el químico francés Paul Emile Lecoq de Boisbaudran. La mayor parte de producción de galio se produce como un subproducto de la producción de aluminio o zinc. El galio tiene una amplia variedad de usos en diferentes industrias. Si alguna vez te has preguntado para qué sirve el galio, a continuación tienes una lista de sus posibles usos: El uso principal del galio es en semiconductores donde se utiliza comúnmente en circuitos de microondas y en algunas aplicaciones de infrarrojos. También se utiliza en para fabricar diodos LED de color azule y violeta y diodos láser. El galio se usa en las armas nucleares para ayudar a estabilizar el plutonio. Se puede utilizar en el interior de un telescopio para encontrar neutrinos. El galio se usa como un componente en algunos tipos de paneles solares. También se utiliza en la producción de espejos. El galinstano que es una aleación de galio, indio y estaño, se utiliza en muchos termómetros médicos. Este ha sustituido a los tradicionales termómetros de mercurio que pueden ser peligrosos. Actualmente se encuentra en proceso de investigación la sustitución con galio del mercurio de los empastes dentales permanentes. El galinstano se puede aplicar al aluminio de modo que pueda reaccionar con el agua y generar hidrógeno. También tiene muchas aplicaciones médicas. Por ejemplo, las sales de galio se usan para tratar a personas con exceso de calcio en su sangre. Los isótopos de galio se utilizan en medicina nuclear para explorar a los pacientes en ciertas circunstancias. Propiedades atómicas del galio La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el galio dentro de la tabla periódica de los elementos, el galio se encuentra en el grupo 13 y periodo 4. El galio tiene una masa atómica de 69,723 u. La configuración electrónica del galio es [Ar]3d10 4s2 4p1. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio medio del galio es de 130 pm, su radio atómico o radio de Bohr es de 136 pm, su radio covalente es de 126 pm y su radio de Van der Waals es de 187 pm. El galio tiene un total de 31 electrones cuya distribución es la siguiente: En la primera capa tiene 2 electrones, en la segunda tiene 8 electrones, en su tercera capa tiene 18 electrones y en la cuarta, 3 electrones. Germanio Propiedades del germanio El germanio forma parte de los elementos denominados metaloides o semimetales. Este tipo de elementos tienen propiedades intermedias entre metales y no metales. En cuanto a su conductividad eléctrica, este tipo de materiales al que pertenece el germanio, son semiconductores. El estado del germanio en su forma natural es sólido. El germanio es un elmento químico de aspecto blanco grisáceo y pertenece al grupo de los metaloides. El número atómico del germanio es 32. El símbolo químico del germanio es Ge. El punto de fusión del germanio es de 1211,4 grados Kelvin o de 939,25 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del germanio es de 3093 grados Kelvin o de 2820,85 grados celsius o grados centígrados. Usos del germanio El germanio es una sustancia dura de color blanco grisáceo que se encuentra con los minerales de zinc, plata, plomo y cobre. Un químico alemán llamado Clemens Winkler descubrió este elemento en el año 1886 y la llamó así en referencia a Alemania. La producción principal de germanio es como un subproducto de la obtención del mineral de zinc y no se producen más de 100 toneladas al año. Es es muy demandado por sus importantes aplicaciones. Si alguna vez te has preguntado para qué sirve el germanio, a continuación tienes una lista de sus posibles usos: El germanio se utiliza como material semiconductor. Se usa generalmente, junto al silicio, en los circuitos integrados de alta velocidad para mejorar su rendimiento. En algunos casos se está planteando sustituir al silicio por germanio para hacer chips miniaturizados. También se utiliza en las lámparas fluorescentes y algunos didodos LED. Algunos pedales de guitarra contienen transistores de germanio para producir un tono de distorsión característico. Se puede utilizar en los paneles solares. De hecho, los robots exploradores de marte contienen germanio en sus células solares. El germanio se combina con el oxígeno para su uso en las lentes de las cámaras y la microscopía. También se utiliza para la fabricación del núcleo de cables de fibra óptica. También se utiliza en aplicaciones de imágenes térmicas para uso militar y la lucha contra incendios. El germanio se utiliza en el control de los aeropuertos para detectar las fuentes de radiación. Hay algunos indicios de que puede ayudar al sistema inmunológico de pacientes con cáncer, pero esto todavía no está probado. Actualmente el germanio está considerado como un peligro potencial para la salud cuando se utiliza como suplemento nutricional. Propiedades atómicas del germanio La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el germanio dentro de la tabla periódica de los elementos, el germanio se encuentra en el grupo 14 y periodo 4. El germanio tiene una masa atómica de 72,64 u. La configuración electrónica del germanio es [Ar]3d10 4s2 4p2. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio medio del germanio es de 125 pm, su radio atómico o radio de Bohr es de 125 pm y su radio covalente es de 122 pm. El germanio tiene un total de 32 electrones cuya distribución es la siguiente: En la primera capa tiene 2 electrones, en la segunda tiene 8 electrones, en su tercera capa tiene 18 electrones y en la cuarta, 4 electrones. Arsénico Propiedades del arsénico El arsénico forma parte de los elementos denominados metaloides o semimetales. Este tipo de elementos tienen propiedades intermedias entre metales y no metales. En cuanto a su conductividad eléctrica, este tipo de materiales al que pertenece el arsénico, son semiconductores. El estado del arsénico en su forma natural es sólido. El arsénico es un elmento químico de aspecto gris metálico y pertenece al grupo de los metaloides. El número atómico del arsénico es 33. El símbolo químico del arsénico es As. El punto de fusión del arsénico es de 887 grados Kelvin o de 614,85 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del arsénico es de 1090 grados Kelvin o de 817,85 grados celsius o grados centígrados. Usos del arsénico El arsénico es un elemento químico que se encuentra junto a otros minerales tales como el azufre y los metales. Es un metaloide que generalmente tiene un aspecto gris metálico. El arsénico es muy tóxico para la mayoría de los seres vivos y existen pocas especies de bacterias que sean capaces de utilizar los compuestos de arsénico sin que suponga un peligro para su vida. Si alguna vez te has preguntado para qué sirve el arsénico, a continuación tienes una lista de sus posibles usos: El uso principal de arsénico metálico es el fortalecimiento de las aleaciones de cobre y plomo para su uso en baterías de coche. También se utiliza como un dopante de tipo n en dispositivos semiconductores electrónicos (como los diodos). El arsénico también se utiliza en numerosos pesticidas, herbicidas e insecticidas, aunque esta práctica se está volviendo menos común ya que cada vez más productos de este tipo están prohibidos. Se ha utilizado como un conservante de madera debido a su toxicidad para los insectos, bacterias y hongos. El arsénico se añade a los alimentos de animales para prevenir enfermedades y favorecer su crecimiento. El arsénico se utiliza en el tratamiento médico del cáncer, tales como la leucemia promielocítica aguda. También se utiliza en soluciones médicas, tales como solución de Fowler para la psoriasis. El arsénico-74 un isótopo se utiliza como una forma de localizar tumores en el cuerpo. Se produce imágenes más claras que utilizando yodo. El arsénico se añade en pequeñas cantidades a la alfa latón para hacerlo resistente a la lixiviación de zinc. Este tipo de latón se utiliza para hacer accesorios de fontanería u otros artículos que están en contacto constante con el agua. Usos del arsénico en el pasado Para crear armas biológicas durante la Primera Guerra Mundial y la Guerra de Vietnam. Como un estimulante durante el siglo 18. El acetoarsenito de cobre se utiliza como un pigmento verde conocido bajo muchos nombres, incluyendo "verde de París" y "verde esmeralda". El verde de Scheele, un arseniato de cobre, fue utilizado en el siglo 19 como un agente colorante en dulces. El arsénico se utiliza en vidrio óptico. Los fabricantes de cristal modernos, bajo la presión de los ambientalistas, que se lo retiren, junto con el plomo. Propiedades atómicas del arsénico La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el arsénico dentro de la tabla periódica de los elementos, el arsénico se encuentra en el grupo 15 y periodo 4. El arsénico tiene una masa atómica de 74,92160 u. La configuración electrónica del arsénico es [Ar]4s2 3d10 4p3. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio medio del arsénico es de 115 pm, su radio atómico o radio de Bohr es de 114 pm, su radio covalente es de 119 pm y su radio de Van der Waals es de 185 pm. El arsénico tiene un total de 33 electrones cuya distribución es la siguiente: En la primera capa tiene 2 electrones, en la segunda tiene 8 electrones, en su tercera capa tiene 18 electrones y en la cuarta, 5 electrones. Propiedades del selenio Una de las propiedades de los elementos no metales como el selenio es por ejemplo que los elementos no metales son malos conductores del calor y la electricidad. El selenio, al igual que los demás elementos no metales, no tiene lustre. Debido a su fragilidad, los no metales como el selenio, no se pueden aplanar para formar láminas ni estirados para convertirse en hilos. Selenio El estado del selenio en su forma natural es sólido. El selenio es un elmento químico de aspecto gris metálico y pertenece al grupo de los no metales. El número atómico del selenio es 34. El símbolo químico del selenio es Se. El punto de fusión del selenio es de 494 grados Kelvin o de 221,85 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del selenio es de 957,8 grados Kelvin o de 685,65 grados celsius o grados centígrados. Usos del selenio El selenio se considera que es un no metal. Normalmente el selenio se produce durante el refinamiento del cobre o la creación de ácido sulfúrico. A pesar de que es tóxico en grandes dosis, es un micronutriente esencial en el cuerpo. Tiene muchas otras aplicaciones en diferentes industrias. Si alguna vez te has preguntado para qué sirve el selenio, a continuación tienes una lista de sus posibles usos: El uso más común de selenio es en la producción de vidrio. Debido al hecho de que el selenio provoca un color rojo en el vidrio, también se puede usar para tintar el vidrio de color rojo. También se puede utilizar para anular los tintes de color verde o amarillo causados por otras impurezas durante el proceso de fabricación de vidrio. En la fabricación de goma se utilizan pequeñas cantidades de compuestos de selenio. El selenio se puede mezclar con otro elemento químico llamado bismuto para crear un latón sin plomo. El sulfuro de selenio es un ingrediente común de champú anticaspa que mata el hongo que causa la escamación del cuero cabelludo. También se puede usar para tratar ciertos problemas de la piel causados por otros hongos. Hace tiempo, el selenio se utilizaba mucho en la electrónica, pero se ha reducido su uso para este propósito en los últimos años. Todavía se utiliza en las células solares, fotocopiadoras y medidores de luz. También se utiliza en los diodos LED de color azul y blanco. El selenio se usa en algunas cámaras de rayos x. También se utiliza para las fotografías en blanco y negro. Propiedades atómicas del selenio La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el selenio dentro de la tabla periódica de los elementos, el selenio se encuentra en el grupo 16 y periodo 4. El selenio tiene una masa atómica de 78,96 u. La configuración electrónica del selenio es [Ar]3d104p44s2. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio medio del selenio es de 115 pm, su radio atómico o radio de Bohr es de 103 pm, su radio covalente es de 116 pm y su radio de Van der Waals es de 190 pm. El selenio tiene un total de 34 electrones cuya distribución es la siguiente: En la primera capa tiene 2 electrones, en la segunda tiene 8 electrones, en su tercera capa tiene 18 electrones y en la cuarta, 6 electrones. Bromo Propiedades del bromo Los elementos del grupo de los halógenos como el bromo se presentan como moléculas diatómicas químicamente activas. El nombre halógeno, proviene del griego y su significado es "formador de sales". Son elementos halógenos entre los que se encuentra el bromo, son oxidantes. Muchos compuestos sintéticos orgánicos y algunos compuestos orgánicos naturales, contienen elementos halógenos como el bromo. A este tipo de compuestos se los conoce como compuestos halogenados. El estado del bromo en su forma natural es líquido, muy móvil y volátil. El bromo es un elmento químico de aspecto gas o líquido: marrón rojizo Sólido: metálico lustroso y pertenece al grupo de los halógenos. El número atómico del bromo es 35. El símbolo químico del bromo es Br. El punto de fusión del bromo es de 265,8 grados Kelvin o de 6,35 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del bromo es de 332 grados Kelvin o de 59,85 grados celsius o grados centígrados. Usos del bromo El bromo es un elemento químico que pertenece al grupo de los halógenos. El bromo elemental es un líquido marrón rojizo a temperatura ambiente que emite vapores que son corrosivos y tóxicos. El bromo líquido no se presenta de forma natural sino que aparece como una sustancia incolora y cristalina. Si alguna vez te has preguntado para qué sirve el bromo, a continuación tienes una lista de sus posibles usos: El mayor uso de bromo es la creación de retardantes de llama. Cuando cuando esta sustancia se quema el bromo aisla el fuego del oxígeno causando que este se apague. Los compuestos de bromuro, en particular el bromuro de potasio, se utilizan en los círculos médicos como anticonvulsivos. También se utilizan los veterinarios. La mayoría de los países limitan seriamente el uso y la disponibilidad de las sales de bromo para uso humano debido al hecho de que causan disfunciones neurológicas. Las sustancias bromadas son ingredientes importantes de muchos medicamentos de venta libre y medicamentos con receta, como analgésicos, sedantes y los antihistamínicos. De hecho, los compuestos de bromo son los ingredientes activos en varios medicamentos que tratan la neumonía y la adicción a la cocaína. Actualmente, los medicamentos que contienen varios compuestos de bromo están en ensayos para el tratamiento de la enfermedad de Alzheimer y las nuevas generaciones de la lucha contra el cáncer y medicamentos contra el SIDA. El bromuro procedente del calcio, sodio y zinc se utiliza para crear soluciones especiales para la perforación de sal. El bromo se utiliza para crear aceites vegetales bromados que se utilizan como emulsiona en algunas marcas de bebidas gaseosas. A menudo se utiliza en el mantenimiento de las piscinas en particular en los baños termales. Se utiliza en la purificación del aguas industriales, desinfectantes e insecticidas. El bromo se utiliza para reducir la contaminación por mercurio de las plantas eléctricas de carbón. Esto se puede lograr ya sea por tratamiento de carbón activado con bromo o mediante la inyección de compuestos de bromo sobre el carbón antes de su combustión. También se utiliza para crear diferentes tintes de color en la industria textil. También se está probando en baterías para coches eléctricos para ayudar que los coches eléctricos produzcan cero emisiones. El bromo etileno se ha utilizado como un aditivo de la gasolina, al igual que el plomo previene la degradación del motor. La combinación de plomo y bromo es altamente contaminante y se expulsa del motor a través del tubo de escape. Este uso de bromo tiene declive desde la década de 1970 debido a las preocupaciones ambientales. El bromo metilo se utiliza como plaguicida altamente tóxico para fumigar el suelo y la vivienda utilizando el método de tienda de campaña. Ya no se utiliza de esta manera ya que es una sustancia que agota el ozono y se ha sustituido por otros productos químicos menos nocivos. Propiedades atómicas del bromo La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el bromo dentro de la tabla periódica de los elementos, el bromo se encuentra en el grupo 17 y periodo 4. El bromo tiene una masa atómica de 79,904 u. La configuración electrónica del bromo es [Ar]3d104s24p5. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio medio del bromo es de 115 pm, su radio atómico o radio de Bohr es de 94 pm, su radio covalente es de 114 pm y su radio de Van der Waals es de 185 pm. El bromo tiene un total de 35 electrones cuya distribución es la siguiente: En la primera capa tiene 2 electrones, en la segunda tiene 8 electrones, en su tercera capa tiene 18 electrones y en la cuarta, 7 electrones. Kriptón Propiedades del kriptón Los gases nobles como el kriptón tienen poca tendencia a participar en reacciones químicas. El kriptón, como el resto de gases nobles presenta las siguientes propiedades: Es incoloro, inodoro y muestra una reactividad química muy baja en condiciones normales. El estado del kriptón en su forma natural es gaseoso (no magnético). El kriptón es un elemento químico de aspecto incoloro y pertenece al grupo de los gases nobles. El número atómico del kriptón es 36. El símbolo químico del kriptón es Kr. El punto de fusión del kriptón es de 115,79 grados Kelvin o de -156,36 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del kriptón es de 119,93 grados Kelvin o de -152,22 grados celsius o grados centígrados. Usos del kriptón Kriptón es un gas incoloro, inodoro e insípido. Es uno de los 6 gases nobles, es decir, con reactividad química muy baja y está presente en pequeñas cantidades en la atmósfera terrestre. Fue descubierto en 1898 por Sir William Ramsay y Morris Travers mientras experimentaban con el aire. Se le considera como un gas caro y raro. Sin embargo, tiene muchos usos comunes, de los cuales, la mayoría de la gente no es consciente. Si alguna vez te has preguntado para qué sirve el kriptón, a continuación tienes una lista de sus posibles usos: Las bombillas de kriptón se utilizan en fotografía para algunas aplicaciones, ya que producen luz blanca bajo ciertas condiciones. Generalmente se usa en flashes fotográficos de alta velocidad. Este color blanco se utiliza en los tubos de gas de colores para crear un efecto similar al de un letrero de neón. El kriptón se utiliza en la producción y el uso del láser de fluoruro de kriptón, que está siendo utilizado en la investigación de la fusión nuclear. Su uso también es frecuente en espectáculos de láser de alta potencia. El kriptón se mezcla con argón para llenar las lámparas fluorescentes. Esto las hace más eficientes energéticamente mediante la reducción de la potencia que necesitan. Por desgracia, su uso hace que este tipo de bombilla sea más caro y reduce la emisión de luz. El kriptón se utiliza junto con el xenón en las bombillas para reducir la fusión del filamento y permitir que opere a temperaturas más altas-. Un isótopo del kriptón se usa en exploraciones médicas de las vías respiratorias. Una medida de la longitud de onda que emite un isótopo del kriptón se utilizó para definir la distancia de un metro entre 1960 y 1983. Propiedades atómicas del kriptón La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el kriptón dentro de la tabla periódica de los elementos, el kriptón se encuentra en el grupo 18 y periodo 4. El kriptón tiene una masa atómica de 83,798 u. La configuración electrónica del kriptón es [Ar]3d10 4s2 4p6. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio atómico o radio de Bohr del kriptón es de 88 pm, su radio covalente es de 110 pm y su radio de Van der Waals es de 202 pm. El kriptón tiene un total de 36 electrones cuya distribución es la siguiente: En la primera capa tiene 2 electrones, en la segunda tiene 8 electrones, en su tercera capa tiene 18 electrones y en la cuarta, 8 electrones. Período 5 El quinto período es análogo al anterior y también cuenta con dieciocho elementos. Período 5 = cinco órbitas = 18 elementos Rubidio Propiedades del rubidio El rubidio pertenece al grupo de los metales alcalinos. Este grupo de elementos se caracterizan por tener un solo electrón en su nivel energético más externo y tienen tendencia a perderlo formando así un ion monopositivo. Esta tendencia que tienen los metales alcalinos como el rubidio es debida a su baja energía de ionización y su poca afinidad electrónica. El estado del rubidio en su forma natural es sólido. El rubidio es un elmento químico de aspecto plateado blanquecino y pertenece al grupo de los metales alcalinos. El número atómico del rubidio es 37. El símbolo químico del rubidio es Rb. El punto de fusión del rubidio es de 312,46 grados Kelvin o de 40,31 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del rubidio es de 961 grados Kelvin o de 688,85 grados celsius o grados centígrados. Usos del rubidio El rubidio es un altamente reactivo, de color blanco plateado. Este metal fue descubierto en 1861 por químicos alemanes. El rubidio es un elemento relativamente común en la corteza terrestre. La mayoría de rubidio se extrae de la lepidolita, este es es un mineral que contiene aproximadamente entre un 0.3 y un 3.5% de ese elemento. El rubidio tiene pocas aplicaciones industriales. Si alguna vez te has preguntado para qué sirve el rubidio, a continuación tienes una lista de sus posibles usos: El rubidio se usa para hacer relojes atómicos a partir de rubidio de bajo costo. Estos relojes atómicos se utilizan para una variedad de propósitos tales como en los sistemas mundiales de navegación (GPS y GLONASS) y dentro de la industria de las telecomunicaciones (estaciones base de telefonía móvil y estaciones de televisión). Se utiliza en el enfriamiento por láser, que se utiliza para enfriar las muestras moleculares y atómicas. Las sales de rubidio se utilizan para hacer ciertos tipos de productos de vidrio y cerámica. El rubidio se utiliza para eliminar las trazas de gases en los tubos de vacío. Un isótopo del rubidio, el Rb82, se utiliza en determinadas tipos de imágenes médicas. Este isótopo se utiliza comúnmente para detectar y los tumores cerebrales para mejorar la imagen médica del corazón en pacientes con sobrepeso. Este metal se usa en la fabricación de células fotoeléctricas y sirve para conseguir el color púrpura en los fuegos artificiales. Propiedades atómicas del rubidio La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el rubidio dentro de la tabla periódica de los elementos, el rubidio se encuentra en el grupo 1 y periodo 5. El rubidio tiene una masa atómica de 85,4678 u. La configuración electrónica del rubidio es [Kr]5s1. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio medio del rubidio es de 235 pm, su radio atómico o radio de Bohr es de 265 pm, su radio covalente es de 211 pm y su radio de Van der Waals es de 303 pm. El rubidio tiene un total de 37 electrones cuya distribución es la siguiente: En la primera capa tiene 2 electrones, en la segunda tiene 8 electrones, en su tercera capa tiene 18 electrones, en la cuarta, 8 electrones y en la quinta capa tiene 1 electrón. Estroncio Propiedades del estroncio Los metales alcalinotérreos, entre los que se encuentra el estroncio, tienen propiedades entre las que está el ser blandos, coloreados y tener una baja densidad. Los elementos como el estroncio tienen una baja energía de ionización. Todos los metales alcalinotérreos forman compuestos iónicos a excepción del berilio. El estado del estroncio en su forma natural es sólido (paramagnético). El estroncio es un elmento químico de aspecto metálico plateado blanquecino y pertenece al grupo de los metales alcalinotérreos. El número atómico del estroncio es 38. El símbolo químico del estroncio es Sr. El punto de fusión del estroncio es de 1050 grados Kelvin o de 777,85 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del estroncio es de 1655 grados Kelvin o de 1382,85 grados celsius o grados centígrados. Usos del estroncio El estroncio es un metal que se agrega a otros metales para crear aleaciones y su isótopos radiactivos tienen muchas aplicaciones. El estroncio químicamente activo y sus compuestos tienen una amplia variedad de usos. Si alguna vez te has preguntado para qué sirve el estroncio, a continuación tienes una lista de sus posibles usos: El cristal de la pantalla frontal de los dispositivos CRT contiene compuestos de estroncio para prevenir la emisión de rayos-X. Este es el uso más común de estroncio. Con frecuencia al estroncio se le añade pequeñas cantidades de aluminio y silicio creando aleaciones para mejorar su fuerza. El AJ62 es una aleación resistente usada en la industria del automóvil que contiene un 2 por ciento de estroncio. El estroncio se utiliza en investigaciones científicas para medir la liberación de neurotransmisores de las neuronas. La reacción del calcio con el estroncio es lo que facilita observar la respuesta de la neurona. El estroncio radioactivo se utiliza en los radiofármacos para tratar el cáncer óseo metastásico. Sitios que están experimentando crecimiento de los huesos de lavandería cargos de la absorción de estroncio en vez de calcio. Estroncio radioactivo se utiliza como fuente de energía para generadores termoeléctricos. El estroncio 90 es una opción común para esta aplicación ya que se produce como residuo de las reacciones nucleares. Propiedades atómicas del estroncio La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el estroncio dentro de la tabla periódica de los elementos, el estroncio se encuentra en el grupo 2 y periodo 5. El estroncio tiene una masa atómica de 87,62 u. La configuración electrónica del estroncio es [Kr]5s2. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio atómico o radio de Bohr del estroncio es de 219 pm, su radio covalente es de 195 pm y su radio de Van der Waals es de 249 pm. El estroncio tiene un total de 38 electrones cuya distribución es la siguiente: En la primera capa tiene 2 electrones, en la segunda tiene 8 electrones, en su tercera capa tiene 18 electrones, en la cuarta, 8 electrones y en la quinta capa tiene 2 electrones. Itrio Propiedades del itrio Metal de transición, situada en la parte central de la tabla periódica, concretamente en el bloque d. Entre sus características, así como las del resto de metales de transición se encuentra la de incluir en su configuración electrónica el orbital d, parcialmente lleno de electrones. Propiedades de este tipo de metales, son su elevada dureza, el tener puntos de ebullición y fusión elevados y ser buenos conductores de la electricidad y el calor. El estado del itrio en su forma natural es sólido. El itrio es un elmento químico de aspecto blanco plateado y pertenece al grupo de los metales de transición. El número atómico del itrio es 39. El símbolo químico del itrio es Y. El punto de fusión del itrio es de 1799 grados Kelvin o de 1526,85 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del itrio es de 3609 grados Kelvin o de 3336,85 grados celsius o grados centígrados. Usos del itrio El nombre del itrio proviene de Ytterby, un pueblo en Suecia cerca de Vauxholm. Ytterby es el sitio de una cantera que contiene este y elementos como el erbio, terbio e iterbio, elementos pertenecientes al grupo de las tierras raras. El itrio tiene un brillo plateado metálico. Es relativamente estable en el aire. Las virutas de itrio se queman en el aire a temperaturas superiores a los 400 ° C. Si alguna vez te has preguntado para qué sirve el itrio, a continuación tienes una lista de sus posibles usos: El óxido de itrio es un componente del fósforo usado para producir el color rojo en los tubos de rayos catódicos de las antiguas televisiones. El óxido de itrio se utiliza en la cerámica y el vidrio. El óxido de itrio tiene un alto punto de fusión e añade resistencia al vidrio. Los granates de itrio y hierro se utilizan para filtrar las ondas de los microondas y la transmisión y transducción de energía acústica. Los granates de itrio y aluminio, con una dureza de 8,5, se utilizan para simular las piedras preciosas similares diamante. Pequeñas cantidades de itrio pueden añadirse para reducir el tamaño de grano en cromo, molibdeno, circonio y titanio y para aumentar la fuerza de aleaciones de aluminio y magnesio. El itrio se utiliza como un desoxidante para vanadio y otros metales no ferrosos. Se utiliza como un catalizador en la polimerización de etileno. Propiedades atómicas del itrio La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el itrio dentro de la tabla periódica de los elementos, el itrio se encuentra en el grupo 3 y periodo 5. El itrio tiene una masa atómica de 88,90585 u. La configuración electrónica del itrio es [Kr]4d15s2. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio medio del itrio es de 180 pm, su radio atómico o radio de Bohr es de 212 pm y su radio covalente es de 162 pm. El itrio tiene un total de 39 electrones cuya distribución es la siguiente: En la primera capa tiene 2 electrones, en la segunda tiene 8 electrones, en su tercera capa tiene 18 electrones, en la cuarta, 9 electrones y en la quinta capa tiene 2 electrones. Zirconio Propiedades del zirconio Metal de transición, situada en la parte central de la tabla periódica, concretamente en el bloque d. Entre sus características, así como las del resto de metales de transición se encuentra la de incluir en su configuración electrónica el orbital d, parcialmente lleno de electrones. Propiedades de este tipo de metales, son su elevada dureza, el tener puntos de ebullición y fusión elevados y ser buenos conductores de la electricidad y el calor. El estado del zirconio en su forma natural es sólido. El zirconio es un elmento químico de aspecto blanco grisáceo y pertenece al grupo de los metales de transición. El número atómico del zirconio es 40. El símbolo químico del zirconio es Zr. El punto de fusión del zirconio es de 2128 grados Kelvin o de 1855,85 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del zirconio es de 4682 grados Kelvin o de 4409,85 grados celsius o grados centígrados. Usos del zirconio Si alguna vez te has preguntado para qué sirve el zirconio, a continuación tienes una lista de sus posibles usos: Este metal se utiliza en la industria nuclear para el revestimiento de elementos combustibles ya que tiene una sección transversal de baja absorción de neutrones. El zirconio es muy resistente a la corrosión por ácidos y álcalis del agua, por lo tanto, es ampliamente utilizado en la industria química, donde se emplean agentes corrosivos. El metal se utiliza en aleaciones con acero para aplicaciones quirúrgicas. Este metal es superconductor a bajas temperaturas y las aleaciones de circonio y niobio se utilizan para fabricar imanes superconductores. Las aleaciones de zirconio con zinc se vuelven magnéticas a temperaturas inferiores a -238 grados centígrados. El zirconio se utiliza también en tubos de vacío, lámparas de flash para fotografía, en cebadores explosivos y en filamentos de las lámparas. El óxido de zirconio (zircón) tiene un índice de refracción alto. El óxido también se usa para crear crisoles de laboratorio resistentes a choques térmicos, para el revestimiento de los hornos metalúrgicos y por las industrias del vidrio y la cerámica como un material refractario. El uso de los óxidos de zirconio en cerámica técnica está bien establecido, sobre todo por sus propiedades de resistencia al calor y la electricidad. El zirconio se utiliza en condensadores, sistemas de microondas y aplicaciones de telecomunicaciones piezoeléctricos donde se controlan la alta reactividad y tamaño de partícula cuidadosamente para maximizar la formación de zirconato. Otras aplicaciones son la creación de piedras preciosas, cerámicas, filtros para metal fundido y conectores de fibra óptica. Propiedades atómicas del zirconio La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el zirconio dentro de la tabla periódica de los elementos, el zirconio se encuentra en el grupo 4 y periodo 5. El zirconio tiene una masa atómica de 91,224 u. La configuración electrónica del zirconio es [Kr]4d25s2. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio medio del zirconio es de 155 pm, su radio atómico o radio de Bohr es de 206 pm y su radio covalente es de 148 pm. El zirconio tiene un total de 40 electrones cuya distribución es la siguiente: En la primera capa tiene 2 electrones, en la segunda tiene 8 electrones, en su tercera capa tiene 18 electrones, en la cuarta, 10 electrones y en la quinta capa tiene 2 electrones. Niobio Propiedades del niobio Metal de transición, situada en la parte central de la tabla periódica, concretamente en el bloque d. Entre sus características, así como las del resto de metales de transición se encuentra la de incluir en su configuración electrónica el orbital d, parcialmente lleno de electrones. Propiedades de este tipo de metales, son su elevada dureza, el tener puntos de ebullición y fusión elevados y ser buenos conductores de la electricidad y el calor. El estado del niobio en su forma natural es sólido. El niobio es un elmento químico de aspecto gris metálico y pertenece al grupo de los metales de transición. El número atómico del niobio es 41. El símbolo químico del niobio es Nb. El punto de fusión del niobio es de 2750 grados Kelvin o de 2477,85 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del niobio es de 5017 grados Kelvin o de 4744,85 grados celsius o grados centígrados. Propiedades atómicas del niobio La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el niobio dentro de la tabla periódica de los elementos, el niobio se encuentra en el grupo 5 y periodo 5. El niobio tiene una masa atómica de 92,90638 u. La configuración electrónica del niobio es [Kr]4d4 5s1. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio medio del niobio es de 145 pm, su radio atómico o radio de Bohr es de 198 pm y su radio covalente es de 137 pm. El niobio tiene un total de 41 electrones cuya distribución es la siguiente: En la primera capa tiene 2 electrones, en la segunda tiene 8 electrones, en su tercera capa tiene 18 electrones, en la cuarta, 12 electrones y en la quinta capa tiene 1 electrón. Molibdeno Propiedades del molibdeno Metal de transición, situada en la parte central de la tabla periódica, concretamente en el bloque d. Entre sus características, así como las del resto de metales de transición se encuentra la de incluir en su configuración electrónica el orbital d, parcialmente lleno de electrones. Propiedades de este tipo de metales, son su elevada dureza, el tener puntos de ebullición y fusión elevados y ser buenos conductores de la electricidad y el calor. El estado del molibdeno en su forma natural es sólido. El molibdeno es un elmento químico de aspecto gris metálico y pertenece al grupo de los metales de transición. El número atómico del molibdeno es 42. El símbolo químico del molibdeno es Mo. El punto de fusión del molibdeno es de 2896 grados Kelvin o de 2623,85 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del molibdeno es de 4912 grados Kelvin o de 4639,85 grados celsius o grados centígrados. Propiedades atómicas del molibdeno La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el molibdeno dentro de la tabla periódica de los elementos, el molibdeno se encuentra en el grupo 6 y periodo 5. El molibdeno tiene una masa atómica de 95,94 u. La configuración electrónica del molibdeno es [Kr]4d55s1. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio medio del molibdeno es de 145 pm, su radio atómico o radio de Bohr es de 190 pm y su radio covalente es de 154 pm. El molibdeno tiene un total de 42 electrones cuya distribución es la siguiente: En la primera capa tiene 2 electrones, en la segunda tiene 8 electrones, en su tercera capa tiene 18 electrones, en la cuarta, 13 electrones y en la quinta capa tiene 1 electrón. Tecnecio Propiedades del tecnecio Metal de transición, situada en la parte central de la tabla periódica, concretamente en el bloque d. Entre sus características, así como las del resto de metales de transición se encuentra la de incluir en su configuración electrónica el orbital d, parcialmente lleno de electrones. Propiedades de este tipo de metales, son su elevada dureza, el tener puntos de ebullición y fusión elevados y ser buenos conductores de la electricidad y el calor. El estado del tecnecio en su forma natural es sólido (paramagnético). El tecnecio es un elemento químico de aspecto metálico plateado y pertenece al grupo de los metales de transición. El número atómico del tecnecio es 43. El símbolo químico del tecnecio es Tc. El punto de fusión del tecnecio es de 2430 grados Kelvin o de 2157,85 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del tecnecio es de 4538 grados Kelvin o de 4265,85 grados celsius o grados centígrados. Propiedades atómicas del tecnecio La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el tecnecio dentro de la tabla periódica de los elementos, el tecnecio se encuentra en el grupo 7 y periodo 5. El tecnecio tiene una masa atómica de [98](0) u u. La configuración electrónica del tecnecio es [Kr]4d5 5s2. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio medio del tecnecio es de 135 pm, su radio atómico o radio de Bohr es de 183 pm y su radio covalente es de 156 pm. El tecnecio tiene un total de 43 electrones cuya distribución es la siguiente: En la primera capa tiene 2 electrones, en la segunda tiene 8 electrones, en su tercera capa tiene 18 electrones, en la cuarta, 13 electrones y en la quinta capa tiene 2 electrones. Rutenio Propiedades del rutenio Metal de transición, situada en la parte central de la tabla periódica, concretamente en el bloque d. Entre sus características, así como las del resto de metales de transición se encuentra la de incluir en su configuración electrónica el orbital d, parcialmente lleno de electrones. Propiedades de este tipo de metales, son su elevada dureza, el tener puntos de ebullición y fusión elevados y ser buenos conductores de la electricidad y el calor. El estado del rutenio en su forma natural es sólido. El rutenio es un elmento químico de aspecto blanco grisáceo y pertenece al grupo de los metales de transición. El número atómico del rutenio es 44. El símbolo químico del rutenio es Ru. El punto de fusión del rutenio es de 2607 grados Kelvin o de 2334,85 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del rutenio es de 4423 grados Kelvin o de 4150,85 grados celsius o grados centígrados. Propiedades atómicas del rutenio La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el rutenio dentro de la tabla periódica de los elementos, el rutenio se encuentra en el grupo 8 y periodo 5. El rutenio tiene una masa atómica de 101,07 u. La configuración electrónica del rutenio es [Kr]4d75s1. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio medio del rutenio es de 130 pm, su radio atómico o radio de Bohr es de 178 pm y su radio covalente es de 126 pm. El rutenio tiene un total de 44 electrones cuya distribución es la siguiente: En la primera capa tiene 2 electrones, en la segunda tiene 8 electrones, en su tercera capa tiene 18 electrones, en la cuarta, 15 electrones y en la quinta capa tiene 1 electrón. Rodio Propiedades del rodio Metal de transición, situada en la parte central de la tabla periódica, concretamente en el bloque d. Entre sus características, así como las del resto de metales de transición se encuentra la de incluir en su configuración electrónica el orbital d, parcialmente lleno de electrones. Propiedades de este tipo de metales, son su elevada dureza, el tener puntos de ebullición y fusión elevados y ser buenos conductores de la electricidad y el calor. El estado del rodio en su forma natural es sólido. El rodio es un elmento químico de aspecto blanco plateado metálico y pertenece al grupo de los metales de transición. El número atómico del rodio es 45. El símbolo químico del rodio es Rh. El punto de fusión del rodio es de 2237 grados Kelvin o de 1964,85 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del rodio es de 3968 grados Kelvin o de 3695,85 grados celsius o grados centígrados. Propiedades atómicas del rodio La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el rodio dentro de la tabla periódica de los elementos, el rodio se encuentra en el grupo 9 y periodo 5. El rodio tiene una masa atómica de 102,90550 u. La configuración electrónica del rodio es [Kr]4d8 5s1. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio medio del rodio es de 135 pm, su radio atómico o radio de Bohr es de 173 pm y su radio covalente es de 135 pm. Paladio Propiedades del paladio Metal de transición, situada en la parte central de la tabla periódica, concretamente en el bloque d. Entre sus características, así como las del resto de metales de transición se encuentra la de incluir en su configuración electrónica el orbital d, parcialmente lleno de electrones. Propiedades de este tipo de metales, son su elevada dureza, el tener puntos de ebullición y fusión elevados y ser buenos conductores de la electricidad y el calor. El estado del paladio en su forma natural es sólido. El paladio es un elmento químico de aspecto blanco plateado metálico y pertenece al grupo de los metales de transición. El número atómico del paladio es 46. El símbolo químico del paladio es Pd. El punto de fusión del paladio es de 1828,05 grados Kelvin o de 1555,9 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del paladio es de 3236 grados Kelvin o de 2963,85 grados celsius o grados centígrados. Propiedades atómicas del paladio La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el paladio dentro de la tabla periódica de los elementos, el paladio se encuentra en el grupo 10 y periodo 5. El paladio tiene una masa atómica de 106,42 u. La configuración electrónica del paladio es [Kr]4d10. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio medio del paladio es de 140 pm, su radio atómico o radio de Bohr es de 169 pm, su radio covalente es de 131 pm y su radio de Van der Waals es de 163 pm. El paladio tiene un total de 46 electrones cuya distribución es la siguiente: En la primera capa tiene 2 electrones, en la segunda tiene 8 electrones, en su tercera capa tiene 18 electrones y en la cuarta, 18 electrones. Plata Propiedades de la plata Metal de transición, situada en la parte central de la tabla periódica, concretamente en el bloque d. Entre sus características, así como las del resto de metales de transición se encuentra la de incluir en su configuración electrónica el orbital d, parcialmente lleno de electrones. Propiedades de este tipo de metales, son su elevada dureza, el tener puntos de ebullición y fusión elevados y ser buenos conductores de la electricidad y el calor. El estado de la plata en su forma natural es sólido. La plata es un elmento químico de aspecto plateado y pertenece al grupo de los metales de transición. El número atómico de la plata es 47. El símbolo químico de la plata es Ag. El punto de fusión de la plata es de 1234,93 grados Kelvin o de 962,78 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición de la plata es de 2435 grados Kelvin o de 2162,85 grados celsius o grados centígrados. Propiedades atómicas de la plata La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar la plata dentro de la tabla periódica de los elementos, la plata se encuentra en el grupo 11 y periodo 5. La plata tiene una masa atómica de 107,8683 u. La configuración electrónica de la plata es [Kr]4d10 5s1. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio medio de la plata es de 160 pm, su radio atómico o radio de Bohr es de 165 pm, su radio covalente es de 153 pm y su radio de Van der Waals es de 172 pm. La plata tiene un total de 47 electrones cuya distribución es la siguiente: En la primera capa tiene 2 electrones, en la segunda tiene 8 electrones, en su tercera capa tiene 18 electrones, en la cuarta, 18 electrones y en la quinta capa tiene 1 electrón. Cadmio Propiedades del cadmio Metal de transición, situada en la parte central de la tabla periódica, concretamente en el bloque d. Entre sus características, así como las del resto de metales de transición se encuentra la de incluir en su configuración electrónica el orbital d, parcialmente lleno de electrones. Propiedades de este tipo de metales, son su elevada dureza, el tener puntos de ebullición y fusión elevados y ser buenos conductores de la electricidad y el calor. El estado del cadmio en su forma natural es sólido. El cadmio es un elmento químico de aspecto plateado gris metálico y pertenece al grupo de los metales de transición. El número atómico del cadmio es 48. El símbolo químico del cadmio es Cd. El punto de fusión del cadmio es de 594,22 grados Kelvin o de 322,07 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del cadmio es de 1041 grados Kelvin o de 768,85 grados celsius o grados centígrados. Propiedades atómicas del cadmio La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el cadmio dentro de la tabla periódica de los elementos, el cadmio se encuentra en el grupo 12 y periodo 5. El cadmio tiene una masa atómica de 112,411 u. La configuración electrónica del cadmio es [Kr]4d10 5s2. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio medio del cadmio es de 155 pm, su radio atómico o radio de Bohr es de 161 pm, su radio covalente es de 148 pm y su radio de Van der Waals es de 158 pm. El cadmio tiene un total de 48 electrones cuya distribución es la siguiente: En la primera capa tiene 2 electrones, en la segunda tiene 8 electrones, en su tercera capa tiene 18 electrones, en la cuarta, 18 electrones y en la quinta capa tiene 2 electrones. Indio Propiedades del indio El indio pertenece al grupo de elementos metálicos conocido como metales del bloque p que están situados junto a los metaloides o semimetales en la tabla periódica. Este tipo de elementos tienden a ser blandos y presentan puntos de fusión bajos, propiedades que también se pueden atribuir al indio, dado que forma parte de este grupo de elementos. El estado del indio en su forma natural es sólido. El indio es un elmento químico de aspecto lustroso plateado grisáceo y pertenece al grupo de los metales del bloque p. El número atómico del indio es 49. El símbolo químico del indio es In. El punto de fusión del indio es de 429,75 grados Kelvin o de 157,6 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del indio es de 2345 grados Kelvin o de 2072,85 grados celsius o grados centígrados. Propiedades atómicas del indio La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el indio dentro de la tabla periódica de los elementos, el indio se encuentra en el grupo 13 y periodo 5. El indio tiene una masa atómica de 114,818 u. La configuración electrónica del indio es [Kr]4d10 5s2 5p1. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio medio del indio es de 155 pm, su radio atómico o radio de Bohr es de 156 pm, su radio covalente es de 144 pm y su radio de Van der Waals es de 193 pm. El indio tiene un total de 49 electrones cuya distribución es la siguiente: En la primera capa tiene 2 electrones, en la segunda tiene 8 electrones, en su tercera capa tiene 18 electrones, en la cuarta, 18 electrones y en la quinta capa tiene 3 electrones. Estaño Propiedades del estaño El estaño pertenece al grupo de elementos metálicos conocido como metales del bloque p que están situados junto a los metaloides o semimetales en la tabla periódica. Este tipo de elementos tienden a ser blandos y presentan puntos de fusión bajos, propiedades que también se pueden atribuir al estaño, dado que forma parte de este grupo de elementos. El estado del estaño en su forma natural es sólido. El estaño es un elmento químico de aspecto gris plateado brillante y pertenece al grupo de los metales del bloque p. El número atómico del estaño es 50. El símbolo químico del estaño es Sn. El punto de fusión del estaño es de 505,08 grados Kelvin o de 232,93 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del estaño es de 2875 grados Kelvin o de 2602,85 grados celsius o grados centígrados. Propiedades atómicas del estaño La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el estaño dentro de la tabla periódica de los elementos, el estaño se encuentra en el grupo 14 y periodo 5. El estaño tiene una masa atómica de 118,710 u. La configuración electrónica del estaño es [Kr]4d10 5s2 5p2. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio medio del estaño es de 145 pm, su radio atómico o radio de Bohr es de 145 pm, su radio covalente es de 180 pm y su radio de Van der Waals es de 217 pm. El estaño tiene un total de 50 electrones cuya distribución es la siguiente: En la primera capa tiene 2 electrones, en la segunda tiene 8 electrones, en su tercera capa tiene 18 electrones, en la cuarta, 18 electrones y en la quinta capa tiene 4 electrones. Antimonio Propiedades del antimonio El antimonio forma parte de los elementos denominados metaloides o semimetales. Este tipo de elementos tienen propiedades intermedias entre metales y no metales. En cuanto a su conductividad eléctrica, este tipo de materiales al que pertenece el antimonio, son semiconductores. El estado del antimonio en su forma natural es sólido. El antimonio es un elmento químico de aspecto gris plateado y pertenece al grupo de los metaloides. El número atómico del antimonio es 51. El símbolo químico del antimonio es Sb. El punto de fusión del antimonio es de 903,78 grados Kelvin o de 631,63 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del antimonio es de 1860 grados Kelvin o de 1587,85 grados celsius o grados centígrados. Propiedades atómicas del antimonio La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el antimonio dentro de la tabla periódica de los elementos, el antimonio se encuentra en el grupo 15 y periodo 5. El antimonio tiene una masa atómica de 121,760 u. La configuración electrónica del antimonio es [Kr]4d105s25p3. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio medio del antimonio es de 145 pm, su radio atómico o radio de Bohr es de 133 pm y su radio covalente es de 138 pm. El antimonio tiene un total de 51 electrones cuya distribución es la siguiente: En la primera capa tiene 2 electrones, en la segunda tiene 8 electrones, en su tercera capa tiene 18 electrones, en la cuarta, 18 electrones y en la quinta capa tiene 5 electrones. Telurio Propiedades del telurio El telurio forma parte de los elementos denominados metaloides o semimetales. Este tipo de elementos tienen propiedades intermedias entre metales y no metales. En cuanto a su conductividad eléctrica, este tipo de materiales al que pertenece el telurio, son semiconductores. El estado del telurio en su forma natural es sólido (no-magnético). El telurio es un elmento químico de aspecto gris plateado y pertenece al grupo de los metaloides. El número atómico del telurio es 52. El símbolo químico del telurio es Te. El punto de fusión del telurio es de 722,66 grados Kelvin o de 450,51 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del telurio es de 1261 grados Kelvin o de 988,85 grados celsius o grados centígrados. Propiedades atómicas del telurio La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el telurio dentro de la tabla periódica de los elementos, el telurio se encuentra en el grupo 16 y periodo 5. El telurio tiene una masa atómica de 127,6 u. La configuración electrónica del telurio es [Kr]4d10 5s2 5p4. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio medio del telurio es de 140 pm, su radio atómico o radio de Bohr es de 123 pm, su radio covalente es de 135 pm y su radio de Van der Waals es de 206 pm. El telurio tiene un total de 52 electrones cuya distribución es la siguiente: En la primera capa tiene 2 electrones, en la segunda tiene 8 electrones, en su tercera capa tiene 18 electrones, en la cuarta, 18 electrones y en la quinta capa tiene 6 electrones. Yodo Propiedades del yodo Los elementos del grupo de los halógenos como el yodo se presentan como moléculas diatómicas químicamente activas. El nombre halógeno, proviene del griego y su significado es "formador de sales". Son elementos halógenos entre los que se encuentra el yodo, son oxidantes. Muchos compuestos sintéticos orgánicos y algunos compuestos orgánicos naturales, contienen elementos halógenos como el yodo. A este tipo de compuestos se los conoce como compuestos halogenados. El estado del yodo en su forma natural es sólido. El yodo es un elmento químico de aspecto violeta (Gas) Gris violáceo (Sólido) y pertenece al grupo de los halógenos. El número atómico del yodo es 53. El símbolo químico del yodo es I. El punto de fusión del yodo es de 355,95 grados Kelvin o de 83,8 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del yodo es de 457,4 grados Kelvin o de 185,25 grados celsius o grados centígrados. El yodo es un mineral que nuestro organismo necesita para su correcto funcionamiento y se puede encontrar en los alimentos. A través del siguiente enlace, podrás encontrar una lista de alimentos con yodo. Propiedades atómicas del yodo La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el yodo dentro de la tabla periódica de los elementos, el yodo se encuentra en el grupo 17 y periodo 5. El yodo tiene una masa atómica de 126,90447 u. La configuración electrónica del yodo es [Kr]4d105s25p5. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio medio del yodo es de 140 pm, su radio atómico o radio de Bohr es de 115 pm, su radio covalente es de 133 pm y su radio de Van der Waals es de 198 pm. El yodo tiene un total de 53 electrones cuya distribución es la siguiente: En la primera capa tiene 2 electrones, en la segunda tiene 8 electrones, en su tercera capa tiene 18 electrones, en la cuarta, 18 electrones y en la quinta capa tiene 7 electrones. Xenón Propiedades del xenón Los gases nobles como el xenón tienen poca tendencia a participar en reacciones químicas. El xenón, como el resto de gases nobles presenta las siguientes propiedades: Es incoloro, inodoro y muestra una reactividad química muy baja en condiciones normales. El estado del xenón en su forma natural es gaseoso (no magnético). El xenón es un elmento químico de aspecto incoloro y pertenece al grupo de los gases nobles. El número atómico del xenón es 54. El símbolo químico del xenón es Xe. El punto de fusión del xenón es de 161,4 grados Kelvin o de -110,75 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del xenón es de 165,1 grados Kelvin o de -107,05 grados celsius o grados centígrados. Propiedades atómicas del xenón La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el xenón dentro de la tabla periódica de los elementos, el xenón se encuentra en el grupo 18 (VIIIA) y periodo 5. El xenón tiene una masa atómica de 131,293 u. La configuración electrónica del xenón es [Kr]4d10 5s2 5p6. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio atómico o radio de Bohr del xenón es de 108 pm, su radio covalente es de 130 pm y su radio de Van der Waals es de 216 pm. El xenón tiene un total de 54 electrones cuya distribución es la siguiente: En la primera capa tiene 2 electrones, en la segunda tiene 8 electrones, en su tercera capa tiene 18 electrones, en la cuarta, 18 electrones y en la quinta capa tiene 8 electrones. Seaborgio Propiedades del seaborgio Los metales de transición, también llamados elementos de transición es el grupo al que pertenece el seaborgio. En este grupo de elementos químicos al que pertenece el seaborgio, se encuentran aquellos situados en la parte central de la tabla periódica, concretamente en el bloque d. Entre las características que tiene el seaborgio, así como las del resto de metales de tansición se encuentra la de incluir en su configuración electrónica el orbital d, parcialmente lleno de electrones. Propiedades de este tipo de metales, entre los que se encuentra el seaborgio son su elevada dureza, el tener puntos de ebullición y fusión elevados y ser buenos conductores de la electricidad y el calor. El estado del seaborgio en su forma natural es desconocido, presuntamente sólido. El seaborgio es un elmento químico de aspecto desconocido, probablemente metálico plateado blanco o gris y pertenece al grupo de los metales de transición. El número atómico del seaborgio es 106. El símbolo químico del seaborgio es Sg. Propiedades atómicas del seaborgio La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el seaborgio dentro de la tabla periódica de los elementos, el seaborgio se encuentra en el grupo 15 y periodo 5. El seaborgio tiene una masa atómica de 266 u. La configuración electrónica del seaborgio es probablemente [Rn]5f14 6d4 7s2. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. Período 6 El sexto período es el más largo de todos, pues tiene 32 elementos. Período 6 = seis órbitas = 32 elementos. Cesio Propiedades del cesio El cesio pertenece al grupo de los metales alcalinos. Este grupo de elementos se caracterizan por tener un solo electrón en su nivel energético más externo y tienen tendencia a perderlo formando así un ion monopositivo. Esta tendencia que tienen los metales alcalinos como el cesio es debida a su baja energía de ionización y su poca afinidad electrónica. El estado del cesio en su forma natural es sólido. El cesio es un elmento químico de aspecto plateado oro y pertenece al grupo de los metales alcalinos. El número atómico del cesio es 55. El símbolo químico del cesio es Cs. El punto de fusión del cesio es de 301,59 grados Kelvin o de 29,44 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del cesio es de 944 grados Kelvin o de 671,85 grados celsius o grados centígrados. Propiedades atómicas del cesio La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el cesio dentro de la tabla periódica de los elementos, el cesio se encuentra en el grupo 1 y periodo 6. El cesio tiene una masa atómica de 132,90545 u. La configuración electrónica del cesio es [Xe]6s1. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio medio del cesio es de 260 pm, su radio atómico o radio de Bohr es de 298 pm, su radio covalente es de 225 pm y su radio de Van der Waals es de 343 pm. El cesio tiene un total de 55 electrones cuya distribución es la siguiente: En la primera capa tiene 2 electrones, en la segunda tiene 8 electrones, en su tercera capa tiene 18 electrones, en la cuarta, 18 electrones, en la quinta capa tiene 8 electrones y en la sexta, 1 electrón. Bario Propiedades del bario Los metales alcalinotérreos, entre los que se encuentra el bario, tienen propiedades entre las que está el ser blandos, coloreados y tener una baja densidad. Los elementos como el bario tienen una baja energía de ionización. Todos los metales alcalinotérreos forman compuestos iónicos a excepción del berilio. El estado del bario en su forma natural es sólido (no magnético). El bario es un elmento químico de aspecto blanco plateado y pertenece al grupo de los metales alcalinotérreos. El número atómico del bario es 56. El símbolo químico del bario es Ba. El punto de fusión del bario es de 1000 grados Kelvin o de 727,85 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del bario es de 2143 grados Kelvin o de 1870,85 grados celsius o grados centígrados. Propiedades atómicas del bario La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el bario dentro de la tabla periódica de los elementos, el bario se encuentra en el grupo 2 y periodo 6. El bario tiene una masa atómica de 137,327 u. La configuración electrónica del bario es [Xe]6s2. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio medio del bario es de 215 pm, su radio atómico o radio de Bohr es de 253 pm y su radio covalente es de 198 pm. El bario tiene un total de 56 electrones cuya distribución es la siguiente: En la primera capa tiene 2 electrones, en la segunda tiene 8 electrones, en su tercera capa tiene 18 electrones, en la cuarta, 18 electrones, en la quinta capa tiene 8 electrones y en la sexta, 2 electrones. Lantano Propiedades den lantano En lantano forma parte del grupo de los lantánidos. Los lantánidos también son llamados tierras raras puesto que se presentan de forma habitual como óxidos. Junto a los actínidos, los lantánidos forman los elementos de transición interna. El estado den lantano en su forma natural es sólido. En lantano es un elmento químico de aspecto blanco plateado y pertenece al grupo de los lantánidos. El número atómico den lantano es 57. El símbolo químico den lantano es La. El punto de fusión den lantano es de 1193 grados Kelvin o de 920,85 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición den lantano es de 3730 grados Kelvin o de 3457,85 grados celsius o grados centígrados. Propiedades atómicas den lantano La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar en lantano dentro de la tabla periódica de los elementos, en lantano se encuentra en el grupo 3 y periodo 6. En lantano tiene una masa atómica de 138,9055 u. La configuración electrónica den lantano es [Xe]5d16s2. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio medio den lantano es de 195 pm y su radio covalente es de 169 pm. En lantano tiene un total de 57 electrones cuya distribución es la siguiente: En la primera capa tiene 2 electrones, en la segunda tiene 8 electrones, en su tercera capa tiene 18 electrones, en la cuarta, 18 electrones, en la quinta capa tiene 9 electrones y en la sexta, 2 electrones. Cerio Propiedades del cerio El cerio forma parte del grupo de los lantánidos. Los lantánidos también son llamados tierras raras puesto que se presentan de forma habitual como óxidos. Junto a los actínidos, los lantánidos forman los elementos de transición interna. El estado del cerio en su forma natural es sólido. El cerio es un elmento químico de aspecto blanco plateado y pertenece al grupo de los lantánidos. El número atómico del cerio es 58. El símbolo químico del cerio es Ce. El punto de fusión del cerio es de 1071 grados Kelvin o de 798,85 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del cerio es de 3699 grados Kelvin o de 3426,85 grados celsius o grados centígrados. Propiedades atómicas del cerio La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a su posición dentro de la tabla periódica de los elementos se puede encontrar en el periodo 6. El cerio tiene una masa atómica de 140,116 u. La configuración electrónica del cerio es [Xe]4f15d16s2. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio atómico o radio de Bohr del cerio es de 185 pm. El cerio tiene un total de 58 electrones cuya distribución es la siguiente: En la primera capa tiene 2 electrones, en la segunda tiene 8 electrones, en su tercera capa tiene 18 electrones, en la cuarta, 19 electrones, en la quinta capa tiene 9 electrones y en la sexta, 2 electrones. Praseodimio Propiedades del praseodimio El praseodimio forma parte del grupo de los lantánidos. Los lantánidos también son llamados tierras raras puesto que se presentan de forma habitual como óxidos. Junto a los actínidos, los lantánidos forman los elementos de transición interna. El estado del praseodimio en su forma natural es sólido. El praseodimio es un elmento químico de aspecto blanco plateado, amarillento y pertenece al grupo de los lantánidos. El número atómico del praseodimio es 59. El símbolo químico del praseodimio es Pr. El punto de fusión del praseodimio es de 1204 grados Kelvin o de 931,85 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del praseodimio es de 3793 grados Kelvin o de 3520,85 grados celsius o grados centígrados. Propiedades atómicas del praseodimio La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a su posición dentro de la tabla periódica de los elementos se puede encontrar en el periodo 6. El praseodimio tiene una masa atómica de 140,90765 u. La configuración electrónica del praseodimio es [Xe]6s24f3. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio medio del praseodimio es de 185 pm, su radio atómico o radio de Bohr es de 247 pm y su radio covalente es de 165 pm. El praseodimio tiene un total de 59 electrones cuya distribución es la siguiente: En la primera capa tiene 2 electrones, en la segunda tiene 8 electrones, en su tercera capa tiene 18 electrones, en la cuarta, 21 electrones, en la quinta capa tiene 8 electrones y en la sexta, 2 electrones. Neodimio Propiedades del neodimio El neodimio forma parte del grupo de los lantánidos. Los lantánidos también son llamados tierras raras puesto que se presentan de forma habitual como óxidos. Junto a los actínidos, los lantánidos forman los elementos de transición interna. El estado del neodimio en su forma natural es sólido. El neodimio es un elmento químico de aspecto blanco plateado, amarillento y pertenece al grupo de los lantánidos. El número atómico del neodimio es 60. El símbolo químico del neodimio es Nd. El punto de fusión del neodimio es de 1297 grados Kelvin o de 1024,85 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del neodimio es de 3373 grados Kelvin o de 3100,85 grados celsius o grados centígrados. Propiedades atómicas del neodimio La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a su posición dentro de la tabla periódica de los elementos se puede encontrar en el periodo 6. El neodimio tiene una masa atómica de 144,24 u. La configuración electrónica del neodimio es [Xe]4f46s2. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio medio del neodimio es de 185 pm y su radio atómico o radio de Bohr es de 206 pm. El neodimio tiene un total de 60 electrones cuya distribución es la siguiente: En la primera capa tiene 2 electrones, en la segunda tiene 8 electrones, en su tercera capa tiene 18 electrones, en la cuarta, 22 electrones, en la quinta capa tiene 8 electrones y en la sexta, 2 electrones. Prometio Propiedades del prometio El prometio forma parte del grupo de los lantánidos. Los lantánidos también son llamados tierras raras puesto que se presentan de forma habitual como óxidos. Junto a los actínidos, los lantánidos forman los elementos de transición interna. El estado del prometio en su forma natural es sólido. El prometio es un elmento químico de aspecto metálico y pertenece al grupo de los lantánidos. El número atómico del prometio es 61. El símbolo químico del prometio es Pm. El punto de fusión del prometio es de 1373 grados Kelvin o de 1100,85 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del prometio es de 3273 grados Kelvin o de 3000,85 grados celsius o grados centígrados. Propiedades atómicas del prometio La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a su posición dentro de la tabla periódica de los elementos se puede encontrar en el periodo 6. El prometio tiene una masa atómica de 1,5 u. La configuración electrónica del prometio es [Xe]4f56s2. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio medio del prometio es de 185 pm y su radio atómico o radio de Bohr es de 205 pm. El prometio tiene un total de 61 electrones cuya distribución es la siguiente: En la primera capa tiene 2 electrones, en la segunda tiene 8 electrones, en su tercera capa tiene 18 electrones, en la cuarta, 23 electrones, en la quinta capa tiene 8 electrones y en la sexta, 2 electrones. Samario Propiedades del samario El samario forma parte del grupo de los lantánidos. Los lantánidos también son llamados tierras raras puesto que se presentan de forma habitual como óxidos. Junto a los actínidos, los lantánidos forman los elementos de transición interna. El estado del samario en su forma natural es sólido. El samario es un elmento químico de aspecto blanco plateado y pertenece al grupo de los lantánidos. El número atómico del samario es 62. El símbolo químico del samario es Sm. El punto de fusión del samario es de 1345 grados Kelvin o de 1072,85 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del samario es de 2076 grados Kelvin o de 1803,85 grados celsius o grados centígrados. Propiedades atómicas del samario La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a su posición dentro de la tabla periódica de los elementos se puede encontrar en el periodo 6. El samario tiene una masa atómica de 150,36 u. La configuración electrónica del samario es [Xe]6s24f6. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio medio del samario es de 185 pm y su radio atómico o radio de Bohr es de 238 pm. El samario tiene un total de 62 electrones cuya distribución es la siguiente: En la primera capa tiene 2 electrones, en la segunda tiene 8 electrones, en su tercera capa tiene 18 electrones, en la cuarta, 24 electrones, en la quinta capa tiene 8 electrones y en la sexta, 2 electrones. Europio Propiedades del europio El europio forma parte del grupo de los lantánidos. Los lantánidos también son llamados tierras raras puesto que se presentan de forma habitual como óxidos. Junto a los actínidos, los lantánidos forman los elementos de transición interna. El estado del europio en su forma natural es sólido. El europio es un elmento químico de aspecto blanco plateado y pertenece al grupo de los lantánidos. El número atómico del europio es 63. El símbolo químico del europio es Eu. El punto de fusión del europio es de 1099 grados Kelvin o de 826,85 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del europio es de 1800 grados Kelvin o de 1527,85 grados celsius o grados centígrados. Propiedades atómicas del europio La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a su posición dentro de la tabla periódica de los elementos se puede encontrar en el periodo 6. El europio tiene una masa atómica de 151,964 u. La configuración electrónica del europio es [Xe]6s24f7. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio medio del europio es de 185 pm y su radio atómico o radio de Bohr es de 231 pm. El europio tiene un total de 63 electrones cuya distribución es la siguiente: En la primera capa tiene 2 electrones, en la segunda tiene 8 electrones, en su tercera capa tiene 18 electrones, en la cuarta, 25 electrones, en la quinta capa tiene 8 electrones y en la sexta, 2 electrones. Propiedades del gadolinio El gadolinio forma parte del grupo de los lantánidos. Los lantánidos también son llamados tierras raras puesto que se presentan de forma habitual como óxidos. Junto a los actínidos, los lantánidos forman los elementos de transición interna. El estado del gadolinio en su forma natural es sólido. El gadolinio es un elmento químico de aspecto blanco plateado y pertenece al grupo de los lantánidos. El número atómico del gadolinio es 64. El símbolo químico del gadolinio es Gd. El punto de fusión del gadolinio es de 1585 grados Kelvin o de 1312,85 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del gadolinio es de 3523 grados Kelvin o de 3250,85 grados celsius o grados centígrados. Propiedades atómicas del gadolinio La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a su posición dentro de la tabla periódica de los elementos se puede encontrar en el periodo 6. El gadolinio tiene una masa atómica de 157,25 u. La configuración electrónica del gadolinio es [Xe]4f86s2. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio medio del gadolinio es de 188 pm y su radio atómico o radio de Bohr es de 233 pm. El gadolinio tiene un total de 64 electrones cuya distribución es la siguiente: En la primera capa tiene 2 electrones, en la segunda tiene 8 electrones, en su tercera capa tiene 18 electrones, en la cuarta, 25 electrones, en la quinta capa tiene 9 electrones y en la sexta, 2 electrones. Terbio Propiedades del terbio El terbio forma parte del grupo de los lantánidos. Los lantánidos también son llamados tierras raras puesto que se presentan de forma habitual como óxidos. Junto a los actínidos, los lantánidos forman los elementos de transición interna. El estado del terbio en su forma natural es sólido. El terbio es un elmento químico de aspecto blanco plateado y pertenece al grupo de los lantánidos. El número atómico del terbio es 65. El símbolo químico del terbio es Tb. El punto de fusión del terbio es de 1629 grados Kelvin o de 1356,85 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del terbio es de 3503 grados Kelvin o de 3230,85 grados celsius o grados centígrados. Propiedades atómicas del terbio La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a su posición dentro de la tabla periódica de los elementos se puede encontrar en el periodo 6. El terbio tiene una masa atómica de 15892534 (2) u u. La configuración electrónica del terbio es [Xe]6s24f9. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio medio del terbio es de 175 pm y su radio atómico o radio de Bohr es de 225 pm. El terbio tiene un total de 65 electrones cuya distribución es la siguiente: En la primera capa tiene 2 electrones, en la segunda tiene 8 electrones, en su tercera capa tiene 18 electrones, en la cuarta, 27 electrones, en la quinta capa tiene 8 electrones y en la sexta, 2 electrones. Disprosio Propiedades del disprosio El disprosio forma parte del grupo de los lantánidos. Los lantánidos también son llamados tierras raras puesto que se presentan de forma habitual como óxidos. Junto a los actínidos, los lantánidos forman los elementos de transición interna. El estado del disprosio en su forma natural es sólido. El disprosio es un elmento químico de aspecto blanco plateado y pertenece al grupo de los lantánidos. El número atómico del disprosio es 66. El símbolo químico del disprosio es Dy. El punto de fusión del disprosio es de 1680 grados Kelvin o de 1407,85 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del disprosio es de 2840 grados Kelvin o de 2567,85 grados celsius o grados centígrados. Propiedades atómicas del disprosio La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a su posición dentro de la tabla periódica de los elementos se puede encontrar en el periodo 6. El disprosio tiene una masa atómica de 162,500 u. La configuración electrónica del disprosio es [Xe]6s24f10. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio medio del disprosio es de 175 pm y su radio atómico o radio de Bohr es de 228 pm. El disprosio tiene un total de 66 electrones cuya distribución es la siguiente: En la primera capa tiene 2 electrones, en la segunda tiene 8 electrones, en su tercera capa tiene 18 electrones, en la cuarta, 28 electrones, en la quinta capa tiene 8 electrones y en la sexta, 2 electrones. Holmio Propiedades del holmio El holmio forma parte del grupo de los lantánidos. Los lantánidos también son llamados tierras raras puesto que se presentan de forma habitual como óxidos. Junto a los actínidos, los lantánidos forman los elementos de transición interna. El estado del holmio en su forma natural es sólido. El holmio es un elmento químico de aspecto blanco plateado y pertenece al grupo de los lantánidos. El número atómico del holmio es 67. El símbolo químico del holmio es Ho. El punto de fusión del holmio es de 1743 grados Kelvin o de 1470,85 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del holmio es de 2968 grados Kelvin o de 2695,85 grados celsius o grados centígrados. Propiedades atómicas del holmio La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a su posición dentro de la tabla periódica de los elementos se puede encontrar en el periodo 6. El holmio tiene una masa atómica de 164,9303 u. La configuración electrónica del holmio es [Xe]6s24f11. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio medio del holmio es de 247 pm y su radio covalente es de 158 pm. El holmio tiene un total de 67 electrones cuya distribución es la siguiente: En la primera capa tiene 2 electrones, en la segunda tiene 8 electrones, en su tercera capa tiene 18 electrones, en la cuarta, 29 electrones, en la quinta capa tiene 8 electrones y en la sexta, 2 electrones. Erbio Propiedades del erbio El erbio forma parte del grupo de los lantánidos. Los lantánidos también son llamados tierras raras puesto que se presentan de forma habitual como óxidos. Junto a los actínidos, los lantánidos forman los elementos de transición interna. El estado del erbio en su forma natural es sólido. El erbio es un elmento químico de aspecto blanco plateado y pertenece al grupo de los lantánidos. El número atómico del erbio es 68. El símbolo químico del erbio es Er. El punto de fusión del erbio es de 1795 grados Kelvin o de 1522,85 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del erbio es de 3136 grados Kelvin o de 2863,85 grados celsius o grados centígrados. Propiedades atómicas del erbio La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a su posición dentro de la tabla periódica de los elementos se puede encontrar en el periodo 6. El erbio tiene una masa atómica de 167,259 u. La configuración electrónica del erbio es [Xe]6s24f12. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio medio del erbio es de 175 pm y su radio atómico o radio de Bohr es de 226 pm. El erbio tiene un total de 68 electrones cuya distribución es la siguiente: En la primera capa tiene 2 electrones, en la segunda tiene 8 electrones, en su tercera capa tiene 18 electrones, en la cuarta, 30 electrones, en la quinta capa tiene 8 electrones y en la sexta, 2 electrones. Tulio Propiedades del tulio El tulio forma parte del grupo de los lantánidos. Los lantánidos también son llamados tierras raras puesto que se presentan de forma habitual como óxidos. Junto a los actínidos, los lantánidos forman los elementos de transición interna. El estado del tulio en su forma natural es sólido. El tulio es un elmento químico de aspecto gris plateado y pertenece al grupo de los lantánidos. El número atómico del tulio es 69. El símbolo químico del tulio es Tm. El punto de fusión del tulio es de 1818 grados Kelvin o de 1545,85 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del tulio es de 2220 grados Kelvin o de 1947,85 grados celsius o grados centígrados. Propiedades atómicas del tulio La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a su posición dentro de la tabla periódica de los elementos se puede encontrar en el periodo 6. El tulio tiene una masa atómica de 168,93421 u. La configuración electrónica del tulio es [Xe]6s24f13. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio medio del tulio es de 175 pm y su radio atómico o radio de Bohr es de 222 pm. El tulio tiene un total de 69 electrones cuya distribución es la siguiente: En la primera capa tiene 2 electrones, en la segunda tiene 8 electrones, en su tercera capa tiene 18 electrones, en la cuarta, 31 electrones, en la quinta capa tiene 8 electrones y en la sexta, 2 electrones. Iterbio Propiedades del iterbio El iterbio forma parte del grupo de los lantánidos. Los lantánidos también son llamados tierras raras puesto que se presentan de forma habitual como óxidos. Junto a los actínidos, los lantánidos forman los elementos de transición interna. El estado del iterbio en su forma natural es sólido. El iterbio es un elmento químico de aspecto blanco plateado y pertenece al grupo de los lantánidos. El número atómico del iterbio es 70. El símbolo químico del iterbio es Yb. El punto de fusión del iterbio es de 1097 grados Kelvin o de 824,85 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del iterbio es de 1467 grados Kelvin o de 1194,85 grados celsius o grados centígrados. Propiedades atómicas del iterbio La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a su posición dentro de la tabla periódica de los elementos se puede encontrar en el periodo 6. El iterbio tiene una masa atómica de 173,04 u. La configuración electrónica del iterbio es [Xe]4f146s2. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio medio del iterbio es de 175 pm y su radio atómico o radio de Bohr es de 222 pm. El iterbio tiene un total de 70 electrones cuya distribución es la siguiente: En la primera capa tiene 2 electrones, en la segunda tiene 8 electrones, en su tercera capa tiene 18 electrones, en la cuarta, 32 electrones, en la quinta capa tiene 8 electrones y en la sexta, 2 electrones. Lutecio Propiedades del lutecio Los metales de transición, también llamados elementos de transición es el grupo al que pertenece el lutecio. En este grupo de elementos químicos al que pertenece el lutecio, se encuentran aquellos situados en la parte central de la tabla periódica, concretamente en el bloque d. Entre las características que tiene el lutecio, así como las del resto de metales de tansición se encuentra la de incluir en su configuración electrónica el orbital d, parcialmente lleno de electrones. Propiedades de este tipo de metales, entre los que se encuentra el lutecio son su elevada dureza, el tener puntos de ebullición y fusión elevados y ser buenos conductores de la electricidad y el calor. El estado del lutecio en su forma natural es sólido. El lutecio es un elmento químico de aspecto blanco plateado y pertenece al grupo de los metales de transición. El número atómico del lutecio es 71. El símbolo químico del lutecio es Lu. El punto de fusión del lutecio es de 1925 grados Kelvin o de 1652,85 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del lutecio es de 3675 grados Kelvin o de 3402,85 grados celsius o grados centígrados. Propiedades atómicas del lutecio La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el lutecio dentro de la tabla periódica de los elementos, el lutecio se encuentra en el grupo 3 y periodo 6. El lutecio tiene una masa atómica de 174,967 u. La configuración electrónica del lutecio es [Xe]4f14 5d1 6s2. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio medio del lutecio es de 175 pm, su radio atómico o radio de Bohr es de 217 pm y su radio covalente es de 160 pm. El lutecio tiene un total de 71 electrones cuya distribución es la siguiente: En la primera capa tiene 2 electrones, en la segunda tiene 8 electrones, en su tercera capa tiene 18 electrones, en la cuarta, 32 electrones, en la quinta capa tiene 9 electrones y en la sexta, 2 electrones. Hafnio Propiedades del hafnio Los metales de transición, también llamados elementos de transición es el grupo al que pertenece el hafnio. En este grupo de elementos químicos al que pertenece el hafnio, se encuentran aquellos situados en la parte central de la tabla periódica, concretamente en el bloque d. Entre las características que tiene el hafnio, así como las del resto de metales de tansición se encuentra la de incluir en su configuración electrónica el orbital d, parcialmente lleno de electrones. Propiedades de este tipo de metales, entre los que se encuentra el hafnio son su elevada dureza, el tener puntos de ebullición y fusión elevados y ser buenos conductores de la electricidad y el calor. El estado del hafnio en su forma natural es sólido. El hafnio es un elmento químico de aspecto gris acero y pertenece al grupo de los metales de transición. El número atómico del hafnio es 72. El símbolo químico del hafnio es Hf. El punto de fusión del hafnio es de 2506 grados Kelvin o de 2233,85 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del hafnio es de 4876 grados Kelvin o de 4603,85 grados celsius o grados centígrados. Propiedades atómicas del hafnio La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el hafnio dentro de la tabla periódica de los elementos, el hafnio se encuentra en el grupo 4 y periodo 6. El hafnio tiene una masa atómica de 178,49 u. La configuración electrónica del hafnio es [Xe]4f14 5d2 6s2. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio medio del hafnio es de 155 pm, su radio atómico o radio de Bohr es de 208 pm y su radio covalente es de 150 pm. Tantalio Propiedades del tantalio Los metales de transición, también llamados elementos de transición es el grupo al que pertenece el tantalio. En este grupo de elementos químicos al que pertenece el tantalio, se encuentran aquellos situados en la parte central de la tabla periódica, concretamente en el bloque d. Entre las características que tiene el tantalio, así como las del resto de metales de tansición se encuentra la de incluir en su configuración electrónica el orbital d, parcialmente lleno de electrones. Propiedades de este tipo de metales, entre los que se encuentra el tantalio son su elevada dureza, el tener puntos de ebullición y fusión elevados y ser buenos conductores de la electricidad y el calor. El estado del tantalio en su forma natural es sólido. El tantalio es un elmento químico de aspecto azul grisáceo y pertenece al grupo de los metales de transición. El número atómico del tantalio es 73. El símbolo químico del tantalio es Ta. El punto de fusión del tantalio es de 3290 grados Kelvin o de 3017,85 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del tantalio es de 5731 grados Kelvin o de 5458,85 grados celsius o grados centígrados. Propiedades atómicas del tantalio La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el tantalio dentro de la tabla periódica de los elementos, el tantalio se encuentra en el grupo 5 y periodo 6. El tantalio tiene una masa atómica de 180,9479 u. La configuración electrónica del tantalio es [Xe]4f14 5d3 6s2. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio medio del tantalio es de 145 pm, su radio atómico o radio de Bohr es de 200 pm y su radio covalente es de 138 pm. Wolframio Propiedades del wolframio (tungsteno) Los metales de transición, también llamados elementos de transición es el grupo al que pertenece el wolframio (tungsteno). En este grupo de elementos químicos al que pertenece el wolframio (tungsteno), se encuentran aquellos situados en la parte central de la tabla periódica, concretamente en el bloque d. Entre las características que tiene el wolframio (tungsteno), así como las del resto de metales de tansición se encuentra la de incluir en su configuración electrónica el orbital d, parcialmente lleno de electrones. Propiedades de este tipo de metales, entre los que se encuentra el wolframio (tungsteno) son su elevada dureza, el tener puntos de ebullición y fusión elevados y ser buenos conductores de la electricidad y el calor. El estado del wolframio (tungsteno) en su forma natural es sólido. El wolframio (tungsteno) es un elmento químico de aspecto blanco grisáceo, brilloso y pertenece al grupo de los metales de transición. El número atómico del wolframio (tungsteno) es 74. El símbolo químico del wolframio (tungsteno) es W. El punto de fusión del wolframio (tungsteno) es de 3683 grados Kelvin o de 3410,85 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del wolframio (tungsteno) es de 6203 grados Kelvin o de 5930,85 grados celsius o grados centígrados. Propiedades atómicas del wolframio (tungsteno) La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el wolframio (tungsteno) dentro de la tabla periódica de los elementos, el wolframio (tungsteno) se encuentra en el grupo 6 y periodo 6. El wolframio (tungsteno) tiene una masa atómica de 183,84 u. La configuración electrónica del wolframio (tungsteno) es [Xe]4f14 5d4 6s2. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio medio del wolframio (tungsteno) es de 135 pm, su radio atómico o radio de Bohr es de 193 pm y su radio covalente es de 146 pm. Renio Propiedades del renio Los metales de transición, también llamados elementos de transición es el grupo al que pertenece el renio. En este grupo de elementos químicos al que pertenece el renio, se encuentran aquellos situados en la parte central de la tabla periódica, concretamente en el bloque d. Entre las características que tiene el renio, así como las del resto de metales de tansición se encuentra la de incluir en su configuración electrónica el orbital d, parcialmente lleno de electrones. Propiedades de este tipo de metales, entre los que se encuentra el renio son su elevada dureza, el tener puntos de ebullición y fusión elevados y ser buenos conductores de la electricidad y el calor. El estado del renio en su forma natural es sólido. El renio es un elmento químico de aspecto blanco grisáceo y pertenece al grupo de los metales de transición. El número atómico del renio es 75. El símbolo químico del renio es Re. El punto de fusión del renio es de 3459 grados Kelvin o de 3186,85 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del renio es de 5869 grados Kelvin o de 5596,85 grados celsius o grados centígrados. Propiedades atómicas del renio La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el renio dentro de la tabla periódica de los elementos, el renio se encuentra en el grupo 7 y periodo 6. El renio tiene una masa atómica de 186,207 u. La configuración electrónica del renio es [Xe]4f145d56s2. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio medio del renio es de 135 pm, su radio atómico o radio de Bohr es de 188 pm y su radio covalente es de 159 pm. Osmio Propiedades del osmio Los metales de transición, también llamados elementos de transición es el grupo al que pertenece el osmio. En este grupo de elementos químicos al que pertenece el osmio, se encuentran aquellos situados en la parte central de la tabla periódica, concretamente en el bloque d. Entre las características que tiene el osmio, así como las del resto de metales de tansición se encuentra la de incluir en su configuración electrónica el orbital d, parcialmente lleno de electrones. Propiedades de este tipo de metales, entre los que se encuentra el osmio son su elevada dureza, el tener puntos de ebullición y fusión elevados y ser buenos conductores de la electricidad y el calor. El estado del osmio en su forma natural es sólido. El osmio es un elmento químico de aspecto azul grisáceo y pertenece al grupo de los metales de transición. El número atómico del osmio es 76. El símbolo químico del osmio es Os. El punto de fusión del osmio es de 3306 grados Kelvin o de 3033,85 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del osmio es de 5285 grados Kelvin o de 5012,85 grados celsius o grados centígrados. Propiedades atómicas del osmio La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el osmio dentro de la tabla periódica de los elementos, el osmio se encuentra en el grupo 8 y periodo 6. El osmio tiene una masa atómica de 190,23 u. La configuración electrónica del osmio es [Xe]4f145d66s2. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio medio del osmio es de 130 pm, su radio atómico o radio de Bohr es de 185 pm y su radio covalente es de 128 pm. Iridio Propiedades del iridio Los metales de transición, también llamados elementos de transición es el grupo al que pertenece el iridio. En este grupo de elementos químicos al que pertenece el iridio, se encuentran aquellos situados en la parte central de la tabla periódica, concretamente en el bloque d. Entre las características que tiene el iridio, así como las del resto de metales de tansición se encuentra la de incluir en su configuración electrónica el orbital d, parcialmente lleno de electrones. Propiedades de este tipo de metales, entre los que se encuentra el iridio son su elevada dureza, el tener puntos de ebullición y fusión elevados y ser buenos conductores de la electricidad y el calor. El estado del iridio en su forma natural es sólido. El iridio es un elmento químico de aspecto blanco plateado y pertenece al grupo de los metales de transición. El número atómico del iridio es 77. El símbolo químico del iridio es Ir. El punto de fusión del iridio es de 2739 grados Kelvin o de 2466,85 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del iridio es de 4701 grados Kelvin o de 4428,85 grados celsius o grados centígrados. Propiedades atómicas del iridio La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el iridio dentro de la tabla periódica de los elementos, el iridio se encuentra en el grupo 9 y periodo 6. El iridio tiene una masa atómica de 192,217 u. La configuración electrónica del iridio es [Xe]4f14 5d7 6s2. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio medio del iridio es de 135 pm, su radio atómico o radio de Bohr es de 180 pm y su radio covalente es de 137 pm. Platino Propiedades del platino Los metales de transición, también llamados elementos de transición es el grupo al que pertenece el platino. En este grupo de elementos químicos al que pertenece el platino, se encuentran aquellos situados en la parte central de la tabla periódica, concretamente en el bloque d. Entre las características que tiene el platino, así como las del resto de metales de tansición se encuentra la de incluir en su configuración electrónica el orbital d, parcialmente lleno de electrones. Propiedades de este tipo de metales, entre los que se encuentra el platino son su elevada dureza, el tener puntos de ebullición y fusión elevados y ser buenos conductores de la electricidad y el calor. El estado del platino en su forma natural es sólido. El platino es un elmento químico de aspecto blanco grisáceo y pertenece al grupo de los metales de transición. El número atómico del platino es 78. El símbolo químico del platino es Pt. El punto de fusión del platino es de 2041,4 grados Kelvin o de 1769,25 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del platino es de 4098 grados Kelvin o de 3825,85 grados celsius o grados centígrados. Propiedades atómicas del platino La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el platino dentro de la tabla periódica de los elementos, el platino se encuentra en el grupo 10 y periodo 6. El platino tiene una masa atómica de 195,078 u. La configuración electrónica del platino es [Xe]4f145d96s1. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio medio del platino es de 135 pm, su radio atómico o radio de Bohr es de 177 pm, su radio covalente es de 128 pm y su radio de Van der Waals es de 175 pm. Oro Propiedades del oro Los metales de transición, también llamados elementos de transición es el grupo al que pertenece el oro. En este grupo de elementos químicos al que pertenece el oro, se encuentran aquellos situados en la parte central de la tabla periódica, concretamente en el bloque d. Entre las características que tiene el oro, así como las del resto de metales de tansición se encuentra la de incluir en su configuración electrónica el orbital d, parcialmente lleno de electrones. Propiedades de este tipo de metales, entre los que se encuentra el oro son su elevada dureza, el tener puntos de ebullición y fusión elevados y ser buenos conductores de la electricidad y el calor. El estado del oro en su forma natural es sólido. El oro es un elmento químico de aspecto amarillo metálico y pertenece al grupo de los metales de transición. El número atómico del oro es 79. El símbolo químico del oro es Au. El punto de fusión del oro es de 1337,33 grados Kelvin o de 1065,18 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del oro es de 3129 grados Kelvin o de 2856,85 grados celsius o grados centígrados. Propiedades atómicas del oro La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el oro dentro de la tabla periódica de los elementos, el oro se encuentra en el grupo 11 y periodo 6. El oro tiene una masa atómica de 196,966569 u. La configuración electrónica del oro es [Xe]4f145d106s1. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio medio del oro es de 135 pm, su radio atómico o radio de Bohr es de 174 pm, su radio covalente es de 144 pm y su radio de Van der Waals es de 166 pm. El oro tiene un total de 79 electrones cuya distribución es la siguiente: En la primera capa tiene 2 electrones, en la segunda tiene 8 electrones, en su tercera capa tiene 18 electrones, en la cuarta, 32 electrones, en la quinta capa tiene 18 electrones y en la sexta, 1 electrón. Mercurio Propiedades del mercurio Los metales de transición, también llamados elementos de transición es el grupo al que pertenece el mercurio. En este grupo de elementos químicos al que pertenece el mercurio, se encuentran aquellos situados en la parte central de la tabla periódica, concretamente en el bloque d. Entre las características que tiene el mercurio, así como las del resto de metales de tansición se encuentra la de incluir en su configuración electrónica el orbital d, parcialmente lleno de electrones. Propiedades de este tipo de metales, entre los que se encuentra el mercurio son su elevada dureza, el tener puntos de ebullición y fusión elevados y ser buenos conductores de la electricidad y el calor. El estado del mercurio en su forma natural es líquido. El mercurio es un elmento químico de aspecto blanco plateado y pertenece al grupo de los metales de transición. El número atómico del mercurio es 80. El símbolo químico del mercurio es Hg. El punto de fusión del mercurio es de 234,32 grados Kelvin o de -37,83 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del mercurio es de 629,88 grados Kelvin o de 357,73 grados celsius o grados centígrados. Propiedades atómicas del mercurio La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el mercurio dentro de la tabla periódica de los elementos, el mercurio se encuentra en el grupo 12 y periodo 6. El mercurio tiene una masa atómica de 200,59 u. La configuración electrónica del mercurio es [Xe]4f14 5d10 6s2. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio medio del mercurio es de 150 pm, su radio atómico o radio de Bohr es de 171 pm, su radio covalente es de 149 pm y su radio de Van der Waals es de 155 pm. Talio Propiedades del talio El talio pertenece al grupo de elementos metálicos conocido como metales del bloque p que están situados junto a los metaloides o semimetales en la tabla periódica. Este tipo de elementos tienden a ser blandos y presentan puntos de fusión bajos, propiedades que también se pueden atribuir al talio, dado que forma parte de este grupo de elementos. El estado del talio en su forma natural es sólido. El talio es un elmento químico de aspecto blanco plateado y pertenece al grupo de los metales del bloque p. El número atómico del talio es 81. El símbolo químico del talio es Tl. El punto de fusión del talio es de 577 grados Kelvin o de 304,85 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del talio es de 1746 grados Kelvin o de 1473,85 grados celsius o grados centígrados. Propiedades atómicas del talio La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el talio dentro de la tabla periódica de los elementos, el talio se encuentra en el grupo 13 y periodo 6. El talio tiene una masa atómica de 204,3833 u. La configuración electrónica del talio es [Xe]4f14 5d10 6s2 6p1. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio medio del talio es de 190 pm, su radio atómico o radio de Bohr es de 156 pm, su radio covalente es de 37 pm y su radio de Van der Waals es de 196 pm. Plomo Propiedades del plomo El plomo pertenece al grupo de elementos metálicos conocido como metales del bloque p que están situados junto a los metaloides o semimetales en la tabla periódica. Este tipo de elementos tienden a ser blandos y presentan puntos de fusión bajos, propiedades que también se pueden atribuir al plomo, dado que forma parte de este grupo de elementos. El estado del plomo en su forma natural es sólido. El plomo es un elmento químico de aspecto gris azulado y pertenece al grupo de los metales del bloque p. El número atómico del plomo es 82. El símbolo químico del plomo es Pb. El punto de fusión del plomo es de 600,61 grados Kelvin o de 328,46 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del plomo es de 2022 grados Kelvin o de 1749,85 grados celsius o grados centígrados. Propiedades atómicas del plomo La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el plomo dentro de la tabla periódica de los elementos, el plomo se encuentra en el grupo 14 y periodo 6. El plomo tiene una masa atómica de 207,2 u. La configuración electrónica del plomo es [Xe]4f14 5d10 6s2 6p2. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio medio del plomo es de 180 pm, su radio atómico o radio de Bohr es de 154 pm, su radio covalente es de 147 pm y su radio de Van der Waals es de 202 pm. Bismuto Propiedades del bismuto El bismuto pertenece al grupo de elementos metálicos conocido como metales del bloque p que están situados junto a los metaloides o semimetales en la tabla periódica. Este tipo de elementos tienden a ser blandos y presentan puntos de fusión bajos, propiedades que también se pueden atribuir al bismuto, dado que forma parte de este grupo de elementos. El estado del bismuto en su forma natural es sólido. El bismuto es un elmento químico de aspecto rojo, blanco brillante y pertenece al grupo de los metales del bloque p. El número atómico del bismuto es 83. El símbolo químico del bismuto es Bi. El punto de fusión del bismuto es de 544,4 grados Kelvin o de 272,25 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del bismuto es de 1837 grados Kelvin o de 1564,85 grados celsius o grados centígrados. Propiedades atómicas del bismuto La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el bismuto dentro de la tabla periódica de los elementos, el bismuto se encuentra en el grupo 15 y periodo 6. El bismuto tiene una masa atómica de 208,98038 u. La configuración electrónica del bismuto es [Xe]4f14 5d10 6s2 6p3. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio medio del bismuto es de 160 pm, su radio atómico o radio de Bohr es de 143 pm y su radio covalente es de 146 pm. Polonio Propiedades del polonio El polonio forma parte de los elementos denominados metaloides o semimetales. Este tipo de elementos tienen propiedades intermedias entre metales y no metales. En cuanto a su conductividad eléctrica, este tipo de materiales al que pertenece el polonio, son semiconductores. El estado del polonio en su forma natural es sólido (no magnético). El polonio es un elmento químico de aspecto plateado y pertenece al grupo de los metaloides. El número atómico del polonio es 84. El símbolo químico del polonio es Po. El punto de fusión del polonio es de 527 grados Kelvin o de 254,85 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del polonio es de 1235 grados Kelvin o de 962,85 grados celsius o grados centígrados. Propiedades atómicas del polonio La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el polonio dentro de la tabla periódica de los elementos, el polonio se encuentra en el grupo 16 y periodo 6. El polonio tiene una masa atómica de 209 u. La configuración electrónica del polonio es [Xe]4f14 5d10 6p4. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio medio del polonio es de 190 pm, su radio atómico o radio de Bohr es de 135 pm y su radio covalente es de 146 pm. Astato Propiedades del astato Los elementos del grupo de los halógenos como el astato se presentan como moléculas diatómicas químicamente activas. El nombre halógeno, proviene del griego y su significado es "formador de sales". Son elementos halógenos entre los que se encuentra el astato, son oxidantes. Muchos compuestos sintéticos orgánicos y algunos compuestos orgánicos naturales, contienen elementos halógenos como el astato. A este tipo de compuestos se los conoce como compuestos halogenados. El estado del astato en su forma natural es sólido. El astato es un elmento químico de aspecto metálico y pertenece al grupo de los halógenos. El número atómico del astato es 85. El símbolo químico del astato es At. El punto de fusión del astato es de 575 grados Kelvin o de 302,85 grados celsius o grados centígrados. Propiedades atómicas del astato La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el astato dentro de la tabla periódica de los elementos, el astato se encuentra en el grupo 17 y periodo 6. El astato tiene una masa atómica de 210 u. La configuración electrónica del astato es [Xe]4f14 5d10 6s2 6p5. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio covalente del astato es de 127 pm. Radón Propiedades del radón Los gases nobles como el radón tienen poca tendencia a participar en reacciones químicas. El radón, como el resto de gases nobles presenta las siguientes propiedades: Es incoloro, inodoro y muestra una reactividad química muy baja en condiciones normales. El estado del radón en su forma natural es gaseoso (no magnético). El radón es un elmento químico de aspecto incoloro y pertenece al grupo de los gases nobles. El número atómico del radón es 86. El símbolo químico del radón es Rn. El punto de fusión del radón es de 202 grados Kelvin o de -70,15 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del radón es de 211 grados Kelvin o de -61,15 grados celsius o grados centígrados. Propiedades atómicas del radón La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el radón dentro de la tabla periódica de los elementos, el radón se encuentra en el grupo 18 y periodo 6. El radón tiene una masa atómica de 222 u. La configuración electrónica del radón es [Xe]4f14 5d10 6s2 6p6. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio atómico o radio de Bohr del radón es de 120 pm y su radio covalente es de 145 pm. Período 7 El período séptimo es análogo al sexto aunque no se ha producido la cantidad necesaria de elementos para completarlo. Período 7 = siete órbitas = ? elementos Propiedades del francio El francio pertenece al grupo de los metales alcalinos. Este grupo de elementos se caracterizan por tener un solo electrón en su nivel energético más externo y tienen tendencia a perderlo formando así un ion monopositivo. Esta tendencia que tienen los metales alcalinos como el francio es debida a su baja energía de ionización y su poca afinidad electrónica. El estado del francio en su forma natural es líquido. El francio es un elmento químico de aspecto metálico y pertenece al grupo de los metales alcalinos. El número atómico del francio es 87. El símbolo químico del francio es Fr. El punto de fusión del francio es de 300 grados Kelvin o de 27,85 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del francio es de 950 grados Kelvin o de 677,85 grados celsius o grados centígrados. Propiedades atómicas del francio La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el francio dentro de la tabla periódica de los elementos, el francio se encuentra en el grupo 1 y periodo 7. El francio tiene una masa atómica de 2,3 u. La configuración electrónica del francio es [Rn]7s1. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio atómico o radio de Bohr del francio es de 270 Å pm (Radio de Bohr) pm y su radio iónico es de 194 pm (Fr+ hexacoordinado) pm. Radio Propiedades del radio Los metales alcalinotérreos, entre los que se encuentra el radio, tienen propiedades entre las que está el ser blandos, coloreados y tener una baja densidad. Los elementos como el radio tienen una baja energía de ionización. Todos los metales alcalinotérreos forman compuestos iónicos a excepción del berilio. El estado del radio en su forma natural es sólido (no magnético). El radio es un elmento químico de aspecto plateado metálico blanquecino125px y pertenece al grupo de los metales alcalinotérreos. El número atómico del radio es 88. El símbolo químico del radio es Ra. El punto de fusión del radio es de 973 grados Kelvin o de 700,85 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del radio es de 2010 grados Kelvin o de 1737,85 grados celsius o grados centígrados. Propiedades atómicas del radio La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el radio dentro de la tabla periódica de los elementos, el radio se encuentra en el grupo 2 y periodo 7. El radio tiene una masa atómica de (2260254) u u. La configuración electrónica del radio es [Rn]7s2. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio atómico o radio de Bohr del radio es de 215 pm. Actinio Propiedades del actinio El actinio forma parte del grupo de los actínidos. Los actínidos que tienen un mayor número atómico, no se pueden encontrar en la naturaleza y su tiempo de vida es menor. Todos los isótopos del grupo de los actínidos, entre los que se encuentra el actinio, son radiactivos. El estado del actinio en su forma natural es sólido. El actinio es un elmento químico de aspecto plateado y pertenece al grupo de los actínidos. El número atómico del actinio es 89. El símbolo químico del actinio es Ac. El punto de fusión del actinio es de 1 grados Kelvin o de -271,15 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del actinio es de 3 grados Kelvin o de -269,15 grados celsius o grados centígrados. Propiedades atómicas del actinio La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el actinio dentro de la tabla periódica de los elementos, el actinio se encuentra en el grupo 3 y periodo 7. El actinio tiene una masa atómica de 2,7 u. La configuración electrónica del actinio es rn 6d 17s2. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio medio del actinio es de 195 pm. El actinio tiene un total de 89 electrones cuya distribución es la siguiente: En la primera capa tiene 2 electrones, en la segunda tiene 8 electrones, en su tercera capa tiene 18 electrones, en la cuarta, 32 electrones, en la quinta capa tiene 18 electrones, en la sexta, 9 electrones y en la séptima tiene 2 electrones. Torio Propiedades del torio El torio forma parte del grupo de los actínidos. Los actínidos que tienen un mayor número atómico, no se pueden encontrar en la naturaleza y su tiempo de vida es menor. Todos los isótopos del grupo de los actínidos, entre los que se encuentra el torio, son radiactivos. El estado del torio en su forma natural es sólido. El torio es un elmento químico de aspecto blanco plateado y pertenece al grupo de los actínidos. El número atómico del torio es 90. El símbolo químico del torio es Th. El punto de fusión del torio es de 2028 grados Kelvin o de 1755,85 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del torio es de 5061 grados Kelvin o de 4788,85 grados celsius o grados centígrados. Propiedades atómicas del torio La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a su posición dentro de la tabla periódica de los elementos se puede encontrar en el periodo 7. El torio tiene una masa atómica de 232,0381 u. Protactinio Propiedades del protactinio El protactinio forma parte del grupo de los actínidos. Los actínidos que tienen un mayor número atómico, no se pueden encontrar en la naturaleza y su tiempo de vida es menor. Todos los isótopos del grupo de los actínidos, entre los que se encuentra el protactinio, son radiactivos. El estado del protactinio en su forma natural es sólido. El protactinio es un elmento químico de aspecto blanco plateado brillante y pertenece al grupo de los actínidos. El número atómico del protactinio es 91. El símbolo químico del protactinio es Pa. El punto de fusión del protactinio es de 2113 grados Kelvin o de 1840,85 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del protactinio es de 4300 grados Kelvin o de 4027,85 grados celsius o grados centígrados. Propiedades atómicas del protactinio La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a su posición dentro de la tabla periódica de los elementos se puede encontrar en el periodo 7. El protactinio tiene una masa atómica de 231,03588 u. La configuración electrónica del protactinio es [Rn]7s25f26d1. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio medio del protactinio es de 180 pm. Uranio Propiedades del uranio El uranio forma parte del grupo de los actínidos. Los actínidos que tienen un mayor número atómico, no se pueden encontrar en la naturaleza y su tiempo de vida es menor. Todos los isótopos del grupo de los actínidos, entre los que se encuentra el uranio, son radiactivos. El estado del uranio en su forma natural es sólido. El uranio es un elmento químico de aspecto metálico, blanco plateado y pertenece al grupo de los actínidos. El número atómico del uranio es 92. El símbolo químico del uranio es U. El punto de fusión del uranio es de 1405 grados Kelvin o de 1132,85 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del uranio es de 4404 grados Kelvin o de 4131,85 grados celsius o grados centígrados. Propiedades atómicas del uranio La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el uranio dentro de la tabla periódica de los elementos, el uranio se encuentra en el grupo 3 y periodo 7. El uranio tiene una masa atómica de 238,02891 u. La configuración electrónica del uranio es [Rn] 5f3 6d1 7s2. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio medio del uranio es de 175 pm, su radio atómico o radio de Bohr es de 156 pm, su radio covalente es de 196±7 pm pm y su radio de Van der Waals es de 186 pm. El uranio tiene un total de 92 electrones cuya distribución es la siguiente: En la primera capa tiene 2 electrones, en la segunda tiene 8 electrones, en su tercera capa tiene 18 electrones, en la cuarta, 32 electrones, en la quinta capa tiene 21 electrones, en la sexta, 9 electrones y en la séptima tiene 2 electrones. Neptuno Propiedades del neptunio El neptunio forma parte del grupo de los actínidos. Los actínidos que tienen un mayor número atómico, no se pueden encontrar en la naturaleza y su tiempo de vida es menor. Todos los isótopos del grupo de los actínidos, entre los que se encuentra el neptunio, son radiactivos. El estado del neptunio en su forma natural es sólido. El neptunio es un elmento químico de aspecto plateado metálico y pertenece al grupo de los actínidos. El número atómico del neptunio es 93. El símbolo químico del neptunio es Np. El punto de fusión del neptunio es de 910 grados Kelvin o de 637,85 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del neptunio es de 4273 grados Kelvin o de 4000,85 grados celsius o grados centígrados. Propiedades atómicas del neptunio La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a su posición dentro de la tabla periódica de los elementos se puede encontrar en el periodo 7. El neptunio tiene una masa atómica de 237 u. La configuración electrónica del neptunio es [Rn] 5f46d17s2. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio medio del neptunio es de 175 pm. Propiedades del plutonio El plutonio forma parte del grupo de los actínidos. Los actínidos que tienen un mayor número atómico, no se pueden encontrar en la naturaleza y su tiempo de vida es menor. Todos los isótopos del grupo de los actínidos, entre los que se encuentra el plutonio, son radiactivos. El estado del plutonio en su forma natural es sólido. El plutonio es un elmento químico de aspecto blanco plateado y pertenece al grupo de los actínidos. El número atómico del plutonio es 94. El símbolo químico del plutonio es Pu. El punto de fusión del plutonio es de 912 grados Kelvin o de 639,85 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del plutonio es de 3 grados Kelvin o de -269,15 grados celsius o grados centígrados. Propiedades atómicas del plutonio La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a su posición dentro de la tabla periódica de los elementos se puede encontrar en el periodo 7. El plutonio tiene una masa atómica de 2,4 u. La configuración electrónica del plutonio es [Rn] 5f6 7s2. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio atómico o radio de Bohr del plutonio es de 175 pm. Americio Propiedades del americio El americio forma parte del grupo de los actínidos. Los actínidos que tienen un mayor número atómico, no se pueden encontrar en la naturaleza y su tiempo de vida es menor. Todos los isótopos del grupo de los actínidos, entre los que se encuentra el americio, son radiactivos. El estado del americio en su forma natural es sólido. El americio es un elmento químico de aspecto blanco plateado y pertenece al grupo de los actínidos. El número atómico del americio es 95. El símbolo químico del americio es Am. El punto de fusión del americio es de 1449 grados Kelvin o de 1176,85 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del americio es de 2880 grados Kelvin o de 2607,85 grados celsius o grados centígrados. Propiedades atómicas del americio La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a su posición dentro de la tabla periódica de los elementos se puede encontrar en el periodo 7. El americio tiene una masa atómica de 243 u. La configuración electrónica del americio es [Rn]5f77s2. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio medio del americio es de 175 pm. Curio Propiedades del curio El curio forma parte del grupo de los actínidos. Los actínidos que tienen un mayor número atómico, no se pueden encontrar en la naturaleza y su tiempo de vida es menor. Todos los isótopos del grupo de los actínidos, entre los que se encuentra el curio, son radiactivos. El estado del curio en su forma natural es sólido. El curio es un elmento químico de aspecto plateado y pertenece al grupo de los actínidos. El número atómico del curio es 96. El símbolo químico del curio es Cm. El punto de fusión del curio es de 1613 grados Kelvin o de 1340,85 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del curio es de 3383 grados Kelvin o de 3110,85 grados celsius o grados centígrados. Propiedades atómicas del curio La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a su posición dentro de la tabla periódica de los elementos se puede encontrar en el periodo 7. El curio tiene una masa atómica de 247 u. La configuración electrónica del curio es [Rn]5f7 6d1 7s2. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. Berkelio Propiedades del berkelio El berkelio forma parte del grupo de los actínidos. Los actínidos que tienen un mayor número atómico, no se pueden encontrar en la naturaleza y su tiempo de vida es menor. Todos los isótopos del grupo de los actínidos, entre los que se encuentra el berkelio, son radiactivos. El estado del berkelio en su forma natural es sólido. El berkelio es un elmento químico de aspecto blanco frágil y pertenece al grupo de los actínidos. El número atómico del berkelio es 97. El símbolo químico del berkelio es Bk. Propiedades atómicas del berkelio La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a su posición dentro de la tabla periódica de los elementos se puede encontrar en el periodo 7. El berkelio tiene una masa atómica de 247 u. La configuración electrónica del berkelio es [Rn] 5f9 7s2. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. Californio Propiedades del californio El californio forma parte del grupo de los actínidos. Los actínidos que tienen un mayor número atómico, no se pueden encontrar en la naturaleza y su tiempo de vida es menor. Todos los isótopos del grupo de los actínidos, entre los que se encuentra el californio, son radiactivos. El estado del californio en su forma natural es sólido. El californio es un elmento químico de aspecto desconocido, probablemente metálico plateado blanco o gris y pertenece al grupo de los actínidos. El número atómico del californio es 98. El símbolo químico del californio es Cf. Propiedades atómicas del californio La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a su posición dentro de la tabla periódica de los elementos se puede encontrar en el periodo 7. El californio tiene una masa atómica de 251 u. La configuración electrónica del californio es [Rn]5f107s2. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. Einstenio Propiedades del einstenio El einstenio forma parte del grupo de los actínidos. Los actínidos que tienen un mayor número atómico, no se pueden encontrar en la naturaleza y su tiempo de vida es menor. Todos los isótopos del grupo de los actínidos, entre los que se encuentra el einstenio, son radiactivos. El estado del einstenio en su forma natural es sólido. El einstenio es un elmento químico de aspecto desconocido, probablemente metálico plateado blanco o gris y pertenece al grupo de los actínidos. El número atómico del einstenio es 99. El símbolo químico del einstenio es Es. Propiedades atómicas del einstenio La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a su posición dentro de la tabla periódica de los elementos se puede encontrar en el periodo 7. El einstenio tiene una masa atómica de 252 u. La configuración electrónica del einstenio es [Rn]5f11 7s2. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. Fermio Propiedades del fermio El fermio forma parte del grupo de los actínidos. Los actínidos que tienen un mayor número atómico, no se pueden encontrar en la naturaleza y su tiempo de vida es menor. Todos los isótopos del grupo de los actínidos, entre los que se encuentra el fermio, son radiactivos. El estado del fermio en su forma natural es desconocido, presuntamente sólido. El fermio es un elmento químico de aspecto desconocido, probablemente metálico plateado blanco o gris y pertenece al grupo de los actínidos. El número atómico del fermio es 100. El símbolo químico del fermio es Fm. Propiedades atómicas del fermio La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a su posición dentro de la tabla periódica de los elementos se puede encontrar en el periodo 7. El fermio tiene una masa atómica de 257 u. La configuración electrónica del fermio es [Rn]5f12 7s2. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. Mendelevio Propiedades del mendelevio El mendelevio forma parte del grupo de los actínidos. Los actínidos que tienen un mayor número atómico, no se pueden encontrar en la naturaleza y su tiempo de vida es menor. Todos los isótopos del grupo de los actínidos, entre los que se encuentra el mendelevio, son radiactivos. El estado del mendelevio en su forma natural es desconocido, presuntamente sólido. El mendelevio es un elmento químico de aspecto desconocido, probablemente metálico plateado blanco o gris y pertenece al grupo de los actínidos. El número atómico del mendelevio es 101. El símbolo químico del mendelevio es Md. Propiedades atómicas del mendelevio La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a su posición dentro de la tabla periódica de los elementos se puede encontrar en el periodo 7. El mendelevio tiene una masa atómica de 258 u. La configuración electrónica del mendelevio es [Rn]5f13 7s2. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. Nobelio Propiedades del nobelio El nobelio forma parte del grupo de los actínidos. Los actínidos que tienen un mayor número atómico, no se pueden encontrar en la naturaleza y su tiempo de vida es menor. Todos los isótopos del grupo de los actínidos, entre los que se encuentra el nobelio, son radiactivos. El estado del nobelio en su forma natural es desconocido, presuntamente sólido. El nobelio es un elmento químico de aspecto desconocido, probablemente metálico plateado blanco o gris y pertenece al grupo de los actínidos. El número atómico del nobelio es 102. El símbolo químico del nobelio es No. Propiedades atómicas del nobelio La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a su posición dentro de la tabla periódica de los elementos se puede encontrar en el periodo 7. El nobelio tiene una masa atómica de 259 u. La configuración electrónica del nobelio es [Rn] 5f14 7s2. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. Laurencio Propiedades den laurencio Los metales de transición, también llamados elementos de transición es el grupo al que pertenece en laurencio. En este grupo de elementos químicos al que pertenece en laurencio, se encuentran aquellos situados en la parte central de la tabla periódica, concretamente en el bloque d. Entre las características que tiene en laurencio, así como las del resto de metales de tansición se encuentra la de incluir en su configuración electrónica el orbital d, parcialmente lleno de electrones. Propiedades de este tipo de metales, entre los que se encuentra en laurencio son su elevada dureza, el tener puntos de ebullición y fusión elevados y ser buenos conductores de la electricidad y el calor. El estado den laurencio en su forma natural es desconocido, presuntamente sólido. En laurencio es un elmento químico de aspecto desconocido, probablemente metálico plateado blanco o gris y pertenece al grupo de los metales de transición. El número atómico den laurencio es 103. El símbolo químico den laurencio es Lr. Propiedades atómicas den laurencio La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar en laurencio dentro de la tabla periódica de los elementos, en laurencio se encuentra en el grupo 3 y periodo 7. En laurencio tiene una masa atómica de 262 u. La configuración electrónica den laurencio es [Rn]5f14 7s27d1. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. Rutherfodio Propiedades del rutherfordio Los metales de transición, también llamados elementos de transición es el grupo al que pertenece el rutherfordio. En este grupo de elementos químicos al que pertenece el rutherfordio, se encuentran aquellos situados en la parte central de la tabla periódica, concretamente en el bloque d. Entre las características que tiene el rutherfordio, así como las del resto de metales de tansición se encuentra la de incluir en su configuración electrónica el orbital d, parcialmente lleno de electrones. Propiedades de este tipo de metales, entre los que se encuentra el rutherfordio son su elevada dureza, el tener puntos de ebullición y fusión elevados y ser buenos conductores de la electricidad y el calor. El estado del rutherfordio en su forma natural es desconocido, presuntamente sólido. El rutherfordio es un elmento químico de aspecto desconocido, probablemente metálico plateado blanco o gris y pertenece al grupo de los metales de transición. El número atómico del rutherfordio es 104. El símbolo químico del rutherfordio es Rf. Propiedades atómicas del rutherfordio La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el rutherfordio dentro de la tabla periódica de los elementos, el rutherfordio se encuentra en el grupo 4 y periodo 7. El rutherfordio tiene una masa atómica de 261 u. La configuración electrónica del rutherfordio es probablemente [Rn]5f14 6d2 7s2. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. Dubnio Propiedades del dubnio Los metales de transición, también llamados elementos de transición es el grupo al que pertenece el dubnio. En este grupo de elementos químicos al que pertenece el dubnio, se encuentran aquellos situados en la parte central de la tabla periódica, concretamente en el bloque d. Entre las características que tiene el dubnio, así como las del resto de metales de tansición se encuentra la de incluir en su configuración electrónica el orbital d, parcialmente lleno de electrones. Propiedades de este tipo de metales, entre los que se encuentra el dubnio son su elevada dureza, el tener puntos de ebullición y fusión elevados y ser buenos conductores de la electricidad y el calor. El estado del dubnio en su forma natural es desconocido, presuntamente sólido. El dubnio es un elmento químico de aspecto desconocido, probablemente metálico plateado blanco o gris y pertenece al grupo de los metales de transición. El número atómico del dubnio es 105. El símbolo químico del dubnio es Db. Propiedades atómicas del dubnio La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el dubnio dentro de la tabla periódica de los elementos, el dubnio se encuentra en el grupo 5 y periodo 7. El dubnio tiene una masa atómica de 262 u. La configuración electrónica del dubnio es probablemente [Rn]5f14 6d3 7s2. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. Bohrio Propiedades del bohrio Los metales de transición, también llamados elementos de transición es el grupo al que pertenece el bohrio. En este grupo de elementos químicos al que pertenece el bohrio, se encuentran aquellos situados en la parte central de la tabla periódica, concretamente en el bloque d. Entre las características que tiene el bohrio, así como las del resto de metales de tansición se encuentra la de incluir en su configuración electrónica el orbital d, parcialmente lleno de electrones. Propiedades de este tipo de metales, entre los que se encuentra el bohrio son su elevada dureza, el tener puntos de ebullición y fusión elevados y ser buenos conductores de la electricidad y el calor. El estado del bohrio en su forma natural es desconocido, presuntamente sólido. El bohrio es un elmento químico de aspecto desconocido, probablemente metálico plateado blanco o gris y pertenece al grupo de los metales de transición. El número atómico del bohrio es 107. El símbolo químico del bohrio es Bh. Propiedades atómicas del bohrio La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el bohrio dentro de la tabla periódica de los elementos, el bohrio se encuentra en el grupo 7 y periodo 7. El bohrio tiene una masa atómica de 264 u. La configuración electrónica del bohrio es probablemente [Rn]5f14 6d5 7s2. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. Hassio Propiedades del hassio Los metales de transición, también llamados elementos de transición es el grupo al que pertenece el hassio. En este grupo de elementos químicos al que pertenece el hassio, se encuentran aquellos situados en la parte central de la tabla periódica, concretamente en el bloque d. Entre las características que tiene el hassio, así como las del resto de metales de tansición se encuentra la de incluir en su configuración electrónica el orbital d, parcialmente lleno de electrones. Propiedades de este tipo de metales, entre los que se encuentra el hassio son su elevada dureza, el tener puntos de ebullición y fusión elevados y ser buenos conductores de la electricidad y el calor. El estado del hassio en su forma natural es desconocido, presuntamente sólido. El hassio es un elmento químico de aspecto desconocido, probablemente metálico plateado blanco o gris y pertenece al grupo de los metales de transición. El número atómico del hassio es 108. El símbolo químico del hassio es Hs. Propiedades atómicas del hassio La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el hassio dentro de la tabla periódica de los elementos, el hassio se encuentra en el grupo 8 y periodo 7. El hassio tiene una masa atómica de 269 u. La configuración electrónica del hassio es probablemente [Rn] 5f14 6d6 7s2 un supuesto basado en el osmio. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. Meiterio Propiedades del meitnerio Los metales de transición, también llamados elementos de transición es el grupo al que pertenece el meitnerio. En este grupo de elementos químicos al que pertenece el meitnerio, se encuentran aquellos situados en la parte central de la tabla periódica, concretamente en el bloque d. Entre las características que tiene el meitnerio, así como las del resto de metales de tansición se encuentra la de incluir en su configuración electrónica el orbital d, parcialmente lleno de electrones. Propiedades de este tipo de metales, entre los que se encuentra el meitnerio son su elevada dureza, el tener puntos de ebullición y fusión elevados y ser buenos conductores de la electricidad y el calor. El estado del meitnerio en su forma natural es desconocido, presuntamente sólido. El meitnerio es un elmento químico de aspecto desconocido, probablemente metálico plateado blanco o gris y pertenece al grupo de los metales de transición. El número atómico del meitnerio es 109. El símbolo químico del meitnerio es Mt. Propiedades atómicas del meitnerio La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el meitnerio dentro de la tabla periódica de los elementos, el meitnerio se encuentra en el grupo 9 y periodo 7. El meitnerio tiene una masa atómica de 268 u. La configuración electrónica del meitnerio es probablemente [Rn] 5f14 6d7 7s2. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. Darmstadtio Propiedades del darmstadtio Los metales de transición, también llamados elementos de transición es el grupo al que pertenece el darmstadtio. En este grupo de elementos químicos al que pertenece el darmstadtio, se encuentran aquellos situados en la parte central de la tabla periódica, concretamente en el bloque d. Entre las características que tiene el darmstadtio, así como las del resto de metales de tansición se encuentra la de incluir en su configuración electrónica el orbital d, parcialmente lleno de electrones. Propiedades de este tipo de metales, entre los que se encuentra el darmstadtio son su elevada dureza, el tener puntos de ebullición y fusión elevados y ser buenos conductores de la electricidad y el calor. El estado del darmstadtio en su forma natural es desconocido, presuntamente sólido. El darmstadtio es un elmento químico de aspecto desconocido, probablemente metálico plateado blanco o gris y pertenece al grupo de los metales de transición. El número atómico del darmstadtio es 110. El símbolo químico del darmstadtio es Ds. Propiedades atómicas del darmstadtio La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el darmstadtio dentro de la tabla periódica de los elementos, el darmstadtio se encuentra en el grupo 10 y periodo 7. El darmstadtio tiene una masa atómica de 281 u. La configuración electrónica del darmstadtio es probablemente [Rn] 5f14 6d9 7s1 un supuesto basado en el platino. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. Roentgenio Propiedades del roentgenio Los metales de transición, también llamados elementos de transición es el grupo al que pertenece el roentgenio. En este grupo de elementos químicos al que pertenece el roentgenio, se encuentran aquellos situados en la parte central de la tabla periódica, concretamente en el bloque d. Entre las características que tiene el roentgenio, así como las del resto de metales de tansición se encuentra la de incluir en su configuración electrónica el orbital d, parcialmente lleno de electrones. Propiedades de este tipo de metales, entre los que se encuentra el roentgenio son su elevada dureza, el tener puntos de ebullición y fusión elevados y ser buenos conductores de la electricidad y el calor. El estado del roentgenio en su forma natural es desconocido, presuntamente sólido. El roentgenio es un elmento químico de aspecto desconocido, probablemente metálico plateado blanco o gris y pertenece al grupo de los metales de transición. El número atómico del roentgenio es 111. El símbolo químico del roentgenio es Rg. Propiedades atómicas del roentgenio La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el roentgenio dentro de la tabla periódica de los elementos, el roentgenio se encuentra en el grupo 11 y periodo 7. El roentgenio tiene una masa atómica de 272 u. La configuración electrónica del roentgenio es probablemente [Rn]5f14 6d10 7s1. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. Copernicio Propiedades del copernicio Los metales de transición, también llamados elementos de transición es el grupo al que pertenece el copernicio. En este grupo de elementos químicos al que pertenece el copernicio, se encuentran aquellos situados en la parte central de la tabla periódica, concretamente en el bloque d. Entre las características que tiene el copernicio, así como las del resto de metales de tansición se encuentra la de incluir en su configuración electrónica el orbital d, parcialmente lleno de electrones. Propiedades de este tipo de metales, entre los que se encuentra el copernicio son su elevada dureza, el tener puntos de ebullición y fusión elevados y ser buenos conductores de la electricidad y el calor. El estado del copernicio en su forma natural es desconocido, presuntamente sólido. El copernicio es un elmento químico de aspecto desconocido, probablemente metálico plateado blanco o gris y pertenece al grupo de los metales de transición. El número atómico del copernicio es 112. El símbolo químico del copernicio es Cn. Propiedades atómicas del copernicio La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el copernicio dentro de la tabla periódica de los elementos, el copernicio se encuentra en el grupo 12 y periodo 7. El copernicio tiene una masa atómica de 285 u. La configuración electrónica del copernicio es [Rn] 5f14 6d10 7s2 un supuesto basado en el Mercurio. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. Ununrio Propiedades del ununtrio El estado del ununtrio en su forma natural es desconocido, presuntamente sólido. El ununtrio es un elmento químico de aspecto desconocido, probablemente metálico plateado blanco o gris y pertenece al grupo de los metales del bloque p (presuntamente). El número atómico del ununtrio es 113. El símbolo químico del ununtrio es Uut. Propiedades atómicas del ununtrio La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el ununtrio dentro de la tabla periódica de los elementos, el ununtrio se encuentra en el grupo 13 y periodo 7. El ununtrio tiene una masa atómica de [284] uma (se supone) u. La configuración electrónica del ununtrio es [Rn] 5f14 6d10 7s27p1 (Un supuesto basado en el talio). La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. Ununcuadio Propiedades del ununquadio El estado del ununquadio en su forma natural es desconocido, presuntamente sólido. El ununquadio es un elmento químico de aspecto desconocido, probablemente metálico plateado blanco o gris y pertenece al grupo de los metales del bloque p (presuntamente). El número atómico del ununquadio es 114. El símbolo químico del ununquadio es Uuq. Propiedades atómicas del ununquadio La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el ununquadio dentro de la tabla periódica de los elementos, el ununquadio se encuentra en el grupo 14 y periodo 7. El ununquadio tiene una masa atómica de 289 u. La configuración electrónica del ununquadio es [Plomo Pb] 5f14 6d10 7s27p2 (un supuesto basado en el plomo). La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. Ununpentio Propiedades del ununpentio El estado del ununpentio en su forma natural es desconocido, presuntamente sólido. El ununpentio es un elmento químico de aspecto desconocido, probablemente metálico plateado blanco o gris y pertenece al grupo de los metales del bloque p (presuntamente). El número atómico del ununpentio es 115. El símbolo químico del ununpentio es Uup. Propiedades atómicas del ununpentio La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el ununpentio dentro de la tabla periódica de los elementos, el ununpentio se encuentra en el grupo 15 y periodo 7. El ununpentio tiene una masa atómica de [288] uma (se supone) u. La configuración electrónica del ununpentio es [Rn] 5f14 6d10 7s27p3 (un supuesto basado en el bismuto). La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. Ununhexio Propiedades del ununhexio El estado del ununhexio en su forma natural es desconocido, presuntamente sólido. El ununhexio es un elmento químico de aspecto desconocido, probablemente metálico plateado blanco o gris y pertenece al grupo de los metales del bloque p (presuntamente). El número atómico del ununhexio es 116. El símbolo químico del ununhexio es Uuh. Propiedades atómicas del ununhexio La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el ununhexio dentro de la tabla periódica de los elementos, el ununhexio se encuentra en el grupo 16 y periodo 7. El ununhexio tiene una masa atómica de 293 u. La configuración electrónica del ununhexio es [Rn] 5f14 6d10 7s27p4 (un supuesto basado en el polonio). La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. Ununseptio Propiedades del ununseptio El estado del ununseptio en su forma natural es desconocido, presuntamente sólido. El ununseptio es un elmento químico de aspecto desconocido, probablemente metálico de color oscuro y pertenece al grupo de los halógenos (presuntamente). El número atómico del ununseptio es 117. El símbolo químico del ununseptio es Uus. Propiedades atómicas del ununseptio La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el ununseptio dentro de la tabla periódica de los elementos, el ununseptio se encuentra en el grupo 17 y periodo 7. El ununseptio tiene una masa atómica de [291] uma (se supone) u. La configuración electrónica del ununseptio es [Rn] 5f14 6d10 7s27p5 (un supuesto basado en el astato). La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. Ununoctio Propiedades del ununoctio El estado del ununoctio en su forma natural es desconocido. El ununoctio es un elmento químico de aspecto desconocido y pertenece al grupo de los transactínidos. El número atómico del ununoctio es 118. El símbolo químico del ununoctio es Uuo. El punto de ebullición del ununoctio es de (predicción) 320–380[3] K grados Kelvin o de -272,15 grados celsius o grados centígrados. Propiedades atómicas del ununoctio La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el ununoctio dentro de la tabla periódica de los elementos, el ununoctio se encuentra en el grupo 18 y periodo 7. El ununoctio tiene una masa atómica de (294) u u. La configuración electrónica del ununoctio es [Rn] 5f14 6d10 7s2 7p6(predicha). La configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio atómico o radio de Bohr del ununoctio es de (predicción) 152 pm (Radio de Bohr) pm y su radio covalente es de (extrapolación) 230[2]pm pm. El ununoctio tiene un total de 116 electrones cuya distribución es la siguiente: En la primera capa tiene (predicción) 2 electrones, en la segunda tiene 8 electrones, en su tercera capa tiene 18 electrones, en la cuarta, 32 electrones, en la quinta capa tiene 32 electrones, en la sexta, 18 electrones y en la séptima tiene 8[3] electrones. Bloques La tabla periódica se puede también dividir en bloques de elementos según el orbital que estén ocupando los electrones más externos, de acuerdo al principio de Aufbau. Los bloques o regiones se denominan según la letra que hace referencia al orbital más externo: s, p, d y f. Podría haber más elementos que llenarían otros orbitales, pero no se han sintetizado o descubierto; en este caso se continúa con el orden alfabético para nombrarlos. Bloque s Bloque p Bloque d Bloque f Bloque g (bloque hipotético) Figura 26. Bloques de la tabla periódica Configuración electrónica En física y química, la configuración electrónica indica la manera en la cual los electrones se estructuran o se modifican en un átomo de acuerdo con el modelo de capas electrónicas, en el cuál las funciones de ondas del sistema se expresa como un producto de orbitales antisimetrizadas.1 2 La configuración electrónica es importante porque determina las propiedades de combinación química de los átomos y por tanto su posición en la tabla periódica. Introducción La disposición de los electrones en los átomos está sujeta a las reglas de la mecánica cuántica. En particular la configuración electrónica viene dada por una combinación de estados cuánticos que son solución de la ecuación de Schrödinger para dicho átomo. Una de las restricciones de la mecánica cuántica no explícitamente contenida en la ecuación de Schrödinger es que cualquier conjunto de electrones en un mismo estado cuántico deben cumplir el principio de exclusión de Pauli por ser fermiones (partículas de espín semientero). Dicho principio implica que la función de onda total que describe dicho conjunto de electrones debe ser antisimétrica.3 Por lo tanto, en el momento en que un estado cuántico es ocupado por un electrón, el siguiente electrón debe ocupar un estado cuántico diferente. En los estados estacionarios de un átomo, la función de onda de un electrón en una aproximación no-relativista (los estados que son función propia de la ecuación de Schrödinger en donde es el hamiltoniano monoelectrónico correspondiente. Para el caso relativista hay que recurrir a la ecuación de Dirac. Las funciones propias obtenidas como solución de cualquiera de estas dos estaciones se denominan orbitales atómicos, por analogía con la imagen clásica de electrones orbitando alrededor del núcleo. Estos orbitales, en su expresión más básica, se pueden enumerar mediante cuatro números cuánticos: n, l, m y ms. Obviamente, el principio de exclusión de Pauli implica que no puede haber dos electrones en un mismo átomo con los cuatro valores de los números cuánticos iguales (porque entonces ocuparían en mismo orbital y eso está excluido por el principio). De acuerdo con la mecánica cuántica, los electrones pueden pasar de un orbital atómico a otro ya sea emitiendo o absorbiendo un cuanto de energía, en forma de fotón. Esta transición de un orbital a otro con diferentes energías explica diversos fenómenos de emisión y absorción de radiación electromagnética por parte de los átomos. Notación Se utiliza en una notación estándar para describir las configuraciones electrónicas de átomos y moléculas. Para los átomos, la notación contiene la definición de los orbitales atómicos (en la forma n l, por ejemplo 1s, 2p, 3d, 4f) indicando el número de electrones asignado a cada orbital (o al conjunto de orbitales de la misma subcapa) como un superíndice. Por ejemplo, el hidrógeno tiene un electrón en el orbital s de la primera capa, de ahí que su configuración electrónica se escriba 1s1. El litio tiene dos electrones en la subcapa 1s y uno en la subcapa 2s (de mayor energía), de ahí que su configuración electrónica se escriba 1s2 2s1 (pronunciándose "uno-ese-dos, dos-ese-uno"). Para elfósforo (número atómico 15), tenemos: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3. Para átomos con muchos electrones, esta notación puede ser muy larga por lo que se utiliza una notación abreviada, que tiene en cuenta que las primeras subcapas son iguales a las de algún gas noble. Por ejemplo, el fósforo, difiere del argón y neón (1s2 2s2 2p6) únicamente por la presencia de la tercera capa. Así, la configuración electrónica del fósforo se puede escribir respecto de la del neón como: [Ne] 3s2 3p3. Esta notación es útil si tenemos en cuenta que la mayor parte de las propiedades químicas de los elementos vienen determinadas por las capas más externas. El orden en el que se escriben los orbitales viene dado por la estabilidad relativa de los orbitales, escribiéndose primero aquellos que tienen menor energía orbital. Esto significa que, aunque sigue unas pautas generales, se pueden producir excepciones. La mayor parte de los átomos siguen el orden dado por la regla de Madelung. Así, de acuerdo con esta regla, la configuración electrónica del hierro se escribe como: [Ar] 4s2 3d6. Otra posible notación agrupa primero los orbitales con el mismo número cuántico n, de tal manera que la configuración del hierro se expresa como [Ar] 3d6 4s2 (agrupando el orbital 3d con los 3s y 3p que están implícitos en la configuración del argón). El superíndice 1 de los orbitales ocupados por un único electrón no es obligatorio. Es bastante común ver las letras de los orbitales escritas en letra itálica o cursiva. Sin embargo, la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC) recomienda utilizar letra normal, tal y como se realiza aquí. Origen histórico Niels Bohr fue el primero en proponer (1923) que la periodicidad en las propiedades de los elementos se podía explicar mediante la estructura electrónica del átomo. 5 Su propuesta se basó en el modelo atómico de Bohr para el átomo, en el cual las capas electrónicas eran órbitas electrónicas a distancias fijas al núcleo. Las configuraciones originales de Bohr hoy parecen extrañas para el químico: al azufre se le asignaba una configuración 2.4.4.6 en vez de 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4. Un año después, E. C. Stoner incorpora el tercer número cuántico de la teoría de Sommerfeld en la descripción de las capas electrónicas, y predice correctamente la estructura de capas del azufre como 2.8.6. 6 Sin embargo, ni el sistema de Bohr ni el de Stoner podían describir correctamente los cambios del espectro atómico en un campo magnético(efecto Zeeman). Distribución electrónica Figura 29. Distribución electrónica Es la distribución de los electrones en los subniveles y orbitales de un átomo. La configuración electrónica de los elementos se rige según el diagrama de Moeller: Para comprender el diagrama de Moeller se utiliza la siguiente tabla: s p d f n = 1 1s n = 2 2s 2p n = 3 3s 3p 3d n = 4 4s 4p 4d 4f n = 5 5s 5p 5d 5f n = 6 6s 6p 6d n = 7 7s 7p Figura 30. Distribución electrónica Para encontrar la distribución electrónica se escriben las notaciones en forma diagonal desde arriba hacia abajo y de derecha a izquierda (seguir colores): 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p Figura 31. Principio de construcción Este principio de construcción (denominado principio de Aufbau, del alemán Aufbau que significa 'construcción') fue una parte importante del concepto original de Bohr de configuración electrónica. Puede formularse como: 7 Sólo se pueden ocupar los orbitales con un máximo de dos electrones, en orden creciente de energía orbital: los orbitales de menor energía se llenan antes que los de mayor energía. Así, vemos que se puede utilizar el orden de energías de los orbitales para describir la estructura electrónica de los átomos de los elementos. Un subnivel s se puede llenar con 1 o 2 electrones. El subnivel p puede contener de 1 a 6 electrones; el subnivel d de 1 a 10 electrones y el subnivel f de 1 a 14 electrones. Ahora es posible describir la estructura electrónica de los átomos estableciendo el subnivel o distribución orbital de los electrones. Los electrones se colocan primero en los subniveles de menor energía y cuando estos están completamente ocupados, se usa el siguiente subnivel de energía superior. Esto puede representarse por la siguiente tabla: s p d f n=1 2 n=2 2 6 n=3 2 6 10 n=4 2 6 10 14 n=5 2 6 10 14 n=6 2 6 10 n=7 2 6 Para encontrar la configuración electrónica se usa el mismo procedimiento anterior incluyendo esta vez el número máximo de electrones para cada orbital. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 7p6 Finalmente la configuración queda de la siguiente 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 14 10 6 2 14 manera: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d10 7p6 Para determinar la configuración electrónica de un elemento, basta con calcular cuántos electrones hay que acomodar y entonces distribuirlos en los subniveles empezando por los de menor energía e ir llenando hasta que todos los electrones estén distribuidos. Un elemento con número atómico mayor tiene un electrón más que el elemento que lo precede. El subnivel de energía aumenta de esta manera:  Subnivel s, p, d o f: Aumenta el nivel de energía. Sin embargo, existen excepciones, como ocurre en los elementos de transición al ubicarnos en los grupos del cromo y del cobre, en los que se promueve el electrón dando así una configuración fuera de lo común. Estructura electrónica y tabla periódica Bloques de la tabla periódica La forma de la tabla periódica está íntimamente relacionada con la configuración electrónica de los átomos de los elementos. Por ejemplo, todos los elementos del grupo 1tienen una configuración de [E] ns1 (donde [E] es la configuración del gas inerte correspondiente), y tienen una gran semejanza en sus propiedades químicas. La capa electrónica más externa se denomina "capa de valencia" y (en una primera aproximación) determina las propiedades químicas. Conviene recordar que el hecho de que las propiedades químicas eran similares para los elementos de un grupo fue descubierto hace más de un siglo, antes incluso de aparecer la idea de configuración electrónica.8 No está claro cómo explica la regla de Madelung (que más bien describe) la tabla periódica,9 ya que algunas propiedades (tales como el estado de oxidación +2 en la primera fila de los metales de transición) serían diferentes con un orden de llenado de orbitales distinto. Regla de exclusión de Pauli Esta regla nos dice que en un estado cuántico solo puede haber un electrón. De aquí salen los valores del espín o giro de los electrones que es 1/2 y con proyecciones . También que en una orientación deben caber dos electrones excepto cuando el número de electrones se ha acabado, por lo cual el orden que debe seguir este ordenamiento en cada nivel es primero los de espín positivo (+1/2) y luego los negativos. El principio de exclusión de Pauli fue un principio cuántico enunciado por Wolfgang Ernst Pauli en 1925. Establece que no puede haber dos fermiones con todos sus números cuánticos idénticos (esto es, en el mismo estado cuántico de partícula individual). Perdió la categoría de principio, pues deriva de supuestos más generales: de hecho, es una consecuencia del teorema de la estadística del spin. El principio de exclusión de Pauli sólo se aplica a fermiones, esto es, partículas que forman estados cuánticos antisimétricos y que tienen espín semientero. Son fermiones, por ejemplo, los protones, los neutrones y los electrones, los tres tipos de partículas subatómicas que constituyen la materia ordinaria. El principio de exclusión de Pauli rige, así pues, muchas de las características distintivas de la materia. En cambio, partículas como el fotón y el (hipotético) gravitón no obedecen a este principio, ya que son bosones, esto es, forman estados cuánticos simétricos y tienen espín entero. Como consecuencia, una multitud de fotones puede estar en un mismo estado cuántico de partícula, como en los láseres. "Dos electrones en la corteza de un átomo no pueden tener al mismo tiempo los mismos números cuánticos". Es sencillo derivar el principio de Pauli, basándonos en el artículo de partículas idénticas. Los fermiones de la misma especie forman sistemas con estados totalmente antisimétricos, lo que para el caso de dos partículas significa que: mismo estado cuántico еψρ, el estado del sistema completo es еψψρέ Regla del octeto Para que un átomo sea estable debe tener todos sus orbitales llenos (cada orbital con dos electrones, uno de espín +½ y otro de espín -½) Por ejemplo, el oxígeno, que tiene configuración electrónica 1s², 2s², 2p4, debe llegar a la configuración 1s², 2s², 2p6 con la cual los niveles 1 y 2 estarían llenos. Recordemos que la Regla del octeto, justamente establece que el nivel electrónico se completa con 8 electrones, excepto el hidrógeno, que se completa con 2 electrones. Entonces el oxígeno tendrá la tendencia a ganar los 2 electrones que le faltan, por esto se combina con 2 átomos de hidrógeno (en el caso del agua, por ejemplo), que cada uno necesita 1 electrón (el cual recibe del oxígeno) y otorga a dicho átomo 1 electrón cada uno. De este modo, cada hidrógeno completó el nivel 1 y el oxígeno completó el nivel 2. En química se denomina orbital a la zona del espacio que rodea a un núcleo atómico donde la probabilidad de encontrar un electrón es máxima, cercana al 91%. Ejemplo de ello: 10Ne: 1s2, 2s2, 2p6 regla del octeto: 11Na:(Ne), 1s2, 2s2, 2p6, 3s1 Anomalías de configuración electrónica Al desarrollar la configuración electrónica, encontramos una serie de excepciones. Por ejemplo, es más estable llenar dos medios orbitales que completar uno y dejar el otro a uno o dos electrones de estar completado a la mitad. Así, los metales del grupo 6 en vez de tener los orbitales externos s completos y el orbital d a un electrón de estar semicompleto, donarán un electrón del orbital s al orbital d, quedando ambos completos a la mitad: s1d5 en vez de s2d4. Igualmente, es más estable rellenar los orbitales d completamente, por lo que los elementos del grupo 11 tenderán a adoptar la configuración s1d10 en vez de s2d9. Ejemplos de estas anomalías son: Grupo VIB: 24 Cr: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d4: es incorrecto. 24 Cr: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s1, 3d5: es correcto. Grupo IB: 29 Cu: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s1, 3d10: es correcto. ER: n + l Donde: n: nivel l: subnivel Ejemplo: 4s: 4 + 0: 4 3p: 3 + 1: 4 4d: 4 + 2: 6 5f: 5 + 3: 8 6g: 6 + 4: 10 7h: 7 + 5: 12 Orbital o REEMPE En química se usa la expresión REEMPE para designar el valor esperado de un operador densidad de estados de dos electrones con . En otras palabras: la región donde existe mayor posibilidad de encontrar como máximo 2 electrones que se mueven en forma paralela y en sentidos contrarios. Su nombre proviene de Región de Espacio Energético de Manifestación Probabilística del Electrón Lista de figuras La totalidad de las figuras fue extraido de internet, todas mencionan la posibilidad de ser reproducidas para fines educativos o culturales, por medio de licencias de diferentes tipos (Creative Common, GNU, entre otros) A continuación se mencionan las figuras y se realcionan con los sitios de donde se obtuvieron. Figura 1. http://es.wikipedia.org/wiki/%C3%81tomo#mediaviewer/File:S-p-Orbitals.svg Figura 2. http://es.wikipedia.org/wiki/%C3%81tomo#mediaviewer/File:Fraunhofer_lines.svg Figura 3. http://es.wikipedia.org/wiki/%C3%81tomo#mediaviewer/File:Elementos_basicos_materia. png Figura 4. http://es.wikipedia.org/wiki/%C3%81tomo#mediaviewer/File:Cuadro_general_part%C3% ADculas.png Figura 5. http://es.wikipedia.org/wiki/%C3%81tomo#mediaviewer/File:Tama%C3%B1a_relativo_m ateria.png Figura 6. http://timerime.com/user_files/125/125200/media/medelo%20atomico%20de%20dalton.jp g Figura 7. http://es.wikipedia.org/wiki/%C3%81tomo#mediaviewer/File:Bariones_mesones.png Figura 8. http://1.bp.blogspot.com/UMYC_IqfDPM/UJLi_aozlsI/AAAAAAAAAPE/ZU8ZdmBeogY/s1600/atomo+thomson. png Figura 9. http://4.bp.blogspot.com/-FQlru3UCY8k/TZO0qDN6RI/AAAAAAAAADs/Kz1u_FrvChg/s400/Ruther.bmp Figura 10. http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/0/02/MODELO_AT%C3%93MICO_DE_ BOHR.png Figura 11. http://4.bp.blogspot.com/Ixm3ay_E8Ww/TqCMKB__V3I/AAAAAAAAAAc/myHpLllKCNA/s320/%25C3%25A1t omosommerfeld.jpg Figura 12. http://f5.mbcontent.com/pictures/499/11/4/411499_JATUFMURRHGIHYM.jpg Figura 13. http://preguntanporti.files.wordpress.com/2010/12/henning-brand.gif Figura 14. http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/c/c6/Johann_Wolfgang_D%C3%B 6bereiner.jpg/220px-Johann_Wolfgang_D%C3%B6bereiner.jpg Fgura 15. wolfgang http://www.mcnbiografias.com/app-bio/do/show?key=dobereiner-johann- Figura 16. http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/e/e8/AlexandreEmile_B%C3%A9guyer_de_Chancourtois.jpg Figura17. http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/e/e1/John_newlands.JPG Figura 18. http://www.dec.ufcg.edu.br/biografias/juliuslo.jpg Figura 18. http://www.xtec.cat/~bnavarr1/Tabla/castellano/chan.htm Figura 19. http://www.biografiasyvidas.com/biografia/m/fotos/meyer.jpg Figura 20. http://www.biografiasyvidas.com/biografia/m/fotos/mendeleiev.jpg Figura 21. http://es.wikipedia.org/wiki/Dmitri_Mendel%C3%A9yev Figura 22. http://www.rsc.org/education/teachers/resources/periodictable/scientists/moseley.jpg Figura 23. http://wvw.nacion.com/ln_ee/2005/mayo/28/981766.jpg Figura 24. http://es.wikipedia.org/wiki/Tabla_peri%C3%B3dica_de_los_elementos Figura 25. http://4.bp.blogspot.com/_fzIy0oubAU0/THSDxex8A_I/AAAAAAAAAA0/jUoTOfQ9rfg/ s400/Grupos+tabla.jpg Figura 26. http://es.wikipedia.org/wiki/Tabla_peri%C3%B3dica_de_los_elementos#mediaviewer/File: Periodic_Table_structure-es-estructura_tabla_periodica.svg Figuras 29, 30, 31. http://es.wikipedia.org/wiki/Configuraci%C3%B3n_electr%C3%B3nica Bibliografia y cibergrafía Mautino, J. M 1992. Química 4, Ed. Stella. Chaverri Polini, Irene (1999). «Biografía del Dr. Gil Chaverri Rodríguez» (en español). Consultado el 15 de julio de 2013 Emsley, J. 200.La Impactante Historia del Fósforo, ISBN 0-330-39005-8 La web de las biografías. 2014. Döbereiner, Johann Wolfgang (1780-1849). Recuperado de http://www.mcnbiografias.com/app-bio/do/show?key=dobereiner-johann-wolfgang Biografías y vidas. 2014. Julius Lothar Meyer. Recuperado de http://www.biografiasyvidas.com/biografia/m/meyer_julius.htm Callón, Á. J 2014. Elementos de la tabla periodica y sus propiedades. Recuperado de http://elementos.org.es/ Configuración electrónica. (2014, 20 de noviembre). Wikipedia, La enciclopedia libre. Fecha de consulta: 17:44, noviembre 20, 2014 desde http://es.wikipedia.org/w/index.php?title=Configuraci%C3%B3n_electr%C3%B3nica&oldi d=78253019. Átomo. (2014, 27 de julio). Wikipedia, La enciclopedia libre. Fecha de consulta: 17:45, noviembre 20, 2014 desde http://es.wikipedia.org/w/index.php?title=%C3%81tomo&oldid=75844453. Tabla periódica de los elementos. (2014, 19 de noviembre). Wikipedia, La enciclopedia libre. Fecha de consulta: 17:46, noviembre 20, 2014 desde http://es.wikipedia.org/w/index.php?title=Tabla_peri%C3%B3dica_de_los_elementos&oldi d=78244681.

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UN BREVE VISTAZO A LA TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS

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