Tabla Periódica: Elementos, Propiedades y Estructura Atómica

INTRODUCCION
Los elementos La tabla periódica se ha vuelto tan familiar que forma parte del
material didáctico para cualquier estudiante, más aún para estudiantes de química,
medicina e ingeniería. De la tabla periódica se obtiene información necesaria del
elemento químico, en cuanto se refiere a su estructura interna y propiedades, ya sean
físicas o químicas.
La actual tabla periódica moderna explica en forma detallada y actualizada las
propiedades de los elementos químicos, tomando como base a su estructura atómica.
Según sus propiedades químicas, los elementos se clasifican en metales y no metales.
Hay más elementos metálicos que no metálicos. Los mismos elementos que hay en la
tierra existen en otros planetas del espacio sideral. El estudiante debe conocer ambas
clases, sus propiedades físicas y químicas importantes; no memorizar, sino
familiarizarse, así por ejemplo familiarizarse con la valencia de los principales
elementos metálicos y no metálicos, no en forma individual o aislada, sino por grupos
o familias (I, II, III, etc.) y de ese modo aprender de manera fácil y ágil fórmulas y
nombres de los compuestos químicos, que es parte vital del lenguaje químico.
Es por ello que invitamos a usted a dar una lectura al presente trabajo, con el motivo
que se entere de los diferentes comportamientos que tienen los elementos y
compuestos químicos en procesos de laboratorio, e incluso, que suceden en la vida
real.
ELEMENTOS QUÍMICOS
La tabla periódica es el esquema de todos los elementos químicos dispuestos por
orden de número atómico creciente y en una forma que refleja la estructura de los
elementos. Los elementos están ordenados en siete hileras horizontales, llamadas
periodos, y en 18 columnas verticales, llamadas grupos. El primer periodo, que
contiene dos elementos, el hidrógeno y el helio, y los dos periodos siguientes, cada
uno con ocho elementos, se llaman periodos cortos. Los periodos restantes, llamados
periodos largos, contienen 18 elementos en el caso de los periodos 4 y 5, o 32
elementos en el del periodo 6. El periodo largo 7 incluye el grupo de los actínidos, que
ha sido completado sintetizando núcleos radiactivos más allá del elemento 92, el
uranio.
Los grupos o columnas verticales de la tabla periódica fueron clasificados
tradicionalmente de izquierda a derecha utilizando números romanos seguidos de las
letras 'A' o 'B', en donde la 'B' se refiere a los elementos de transición. Actualmente
está ganando popularidad otro sistema de clasificación, que ha sido adoptado por la
Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC). Este nuevo sistema enumera
los grupos consecutivamente del 1 al 18 a través del sistema periódico.
Esta ley es la base de la tabla periódica y establece que las propiedades físicas y
químicas de los elementos tienden a repetirse de forma sistemática conforme
aumenta el número atómico.
Todos los elementos de un grupo presentan una gran semejanza y, por lo general,
difieren de los elementos de los demás grupos. Por ejemplo, los elementos del grupo
1 (o IA), a excepción del hidrógeno, son metales con valencia química +1; mientras
que los del grupo 17 (o VIIA), exceptuando el astato, son no metales, que
normalmente forman compuestos con valencia -1.
Como resultado de los descubrimientos que establecieron en firme la teoría
atómica de la materia en el primer cuarto del siglo XIX, los científicos pudieron
determinar las masas atómicas relativas de los elementos conocidos hasta entonces.
El desarrollo de la electroquímica durante ese periodo por parte de los químicos
británicos Humphry Davy y Michael Faraday condujo al descubrimiento de nuevos
elementos.
En 1829 se habían descubierto los elementos suficientes para que el químico
alemán Johann Wolfgang Döbereiner pudiera observar que había ciertos elementos
que tenían propiedades muy similares y que se presentaban en triadas: cloro, bromo
y yodo; calcio, estroncio y bario; azufre, selenio y teluro, y cobalto, manganeso y
hierro. Sin embargo, debido al número limitado de elementos conocidos y a la
confusión existente en cuanto a la distinción entre masas atómicas y masas
moleculares, los químicos no captaron el significado de las triadas de Döbereiner.
El desarrollo del espectroscopio en 1859 por los físicos alemanes Robert Wilhelm
Bunsen y Gustav Robert Kirchhoff, hizo posible el descubrimiento de nuevos
elementos. En 1860, en el primer congreso químico internacional celebrado en el
mundo, el químico italiano Stanislao Cannizzaro puso de manifiesto el hecho de que
algunos elementos (por ejemplo el oxígeno) poseen moléculas que contienen dos
átomos. Esta aclaración permitió que los químicos consiguieran una 'lista' consistente
de los elementos.
Estos avances dieron un nuevo ímpetu al intento de descubrir las interrelaciones
entre las propiedades de los elementos. En 1864, el químico británico John A. R.
Newlands clasificó los elementos por orden de masas atómicas crecientes y observó
que después de cada siete elementos, en el octavo, se repetían las propiedades del
primero. Por analogía con la escala musical, a esta repetición periódica la llamó ley de
las octavas. El descubrimiento de Newlands no impresionó a sus contemporáneos,
probablemente porque la periodicidad observada sólo se limitaba a un pequeño
número de los elementos conocidos.
La ley química que afirma que las propiedades de todos los elementos son
funciones periódicas de sus masas atómicas fue desarrollada independientemente por
dos químicos: en 1869 por el ruso Dmitri Mendeléiev y en 1870 por el alemán Julius
Lothar Meyer. La clave del éxito de sus esfuerzos fue comprender que los intentos
anteriores habían fallado porque todavía quedaba un cierto número de elementos por
descubrir, y había que dejar los huecos para esos elementos en la tabla. Por ejemplo,
aunque no existía ningún elemento conocido hasta entonces con una masa atómica
entre la del calcio y la del titanio, Mendeléiev le dejó un sitio vacante en su sistema
periódico. Este lugar fue asignado más tarde al elemento escandio, descubierto en
1879, que tiene unas propiedades que justifican su posición en esa secuencia. El
descubrimiento del escandio sólo fue parte de una serie de verificaciones de las
predicciones basadas en la ley periódica, y la validación del sistema periódico aceleró
el desarrollo de la química inorgánica.
El sistema periódico ha experimentado dos avances principales desde su formulación
original por parte de Mendeléiev y Meyer. La primera revisión extendió el sistema para
incluir toda una nueva familia de elementos cuya existencia era completamente
insospechada en el siglo XIX. Este grupo comprendía los tres primeros elementos de
los gases nobles o inertes, argón, helio y neón, descubiertos en la atmósfera entre
1894 y 1898 por el físico británico John William Strutt y el químico británico William
Ramsay. El segundo avance fue la interpretación de la causa de la periodicidad de los
elementos en términos de la teoría de Bohr (1913) sobre la estructura electrónica del
átomo.
En la clasificación periódica, los gases nobles, que no son reactivos en la mayoría
de los casos (valencia = 0), están interpuestos entre un grupo de metales altamente
reactivos que forman compuestos con valencia +1 y un grupo de no metales también
muy reactivos que forman compuestos con valencia -1. Este fenómeno condujo a la
teoría de que la periodicidad de las propiedades resulta de la disposición de los
electrones en capas alrededor del núcleo atómico. Según la misma teoría, los gases
nobles son por lo general inertes porque sus capas electrónicas están completas; por
lo tanto, otros elementos deben tener algunas capas que están sólo parcialmente
ocupadas, y sus reactividades químicas están relacionadas con los electrones de esas
capas incompletas. Por ejemplo, todos los elementos que ocupan una posición en el
sistema inmediatamente anterior a un gas inerte, tienen un electrón menos del
número necesario para completar las capas y presentan una valencia -1 y tienden a
ganar un electrón en las reacciones. Los elementos que siguen a los gases inertes en
la tabla tienen un electrón en la última capa, y pueden perderlo en las reacciones,
presentando por tanto una valencia + 1.
Un análisis del sistema periódico, basado en esta teoría, indica que la primera capa de
electrones puede contener un máximo de 2 electrones, la segunda un máximo de 8, la
tercera de 18, y así sucesivamente. El número total de elementos de cualquier periodo
corresponde al número de electrones necesarios para conseguir una configuración
estable. La diferencia entre los subgrupos A y B de un grupo dado también se puede
explicar en base a la teoría de la capa de electrones. Ambos subgrupos son
igualmente incompletos en la capa exterior, pero difieren entre ellos en las estructuras
de las capas subyacentes. Este modelo del átomo proporciona una buena explicación
de los enlaces químicos.
El desarrollo de la teoría cuántica y su aplicación a la estructura atómica,
enunciada por el físico danés Niels Bohr y otros científicos, ha aportado una
explicación fácil a la mayoría de las características detalladas del sistema periódico.
Cada electrón se caracteriza por cuatro números cuánticos que designan su
movimiento orbital en el espacio. Por medio de las reglas de selección que gobiernan
esos números cuánticos, y del principio de exclusión de Wolfgang Pauli, que establece
que dos electrones del mismo átomo no pueden tener los mismos números cuánticos,
los físicos pueden determinar teóricamente el número máximo de electrones necesario
para completar cada capa, confirmando las conclusiones que se infieren del sistema
periódico.
Posteriores desarrollos de la teoría cuántica revelaron por qué algunos elementos sólo
tienen una capa incompleta (en concreto la capa exterior, o de valencia), mientras
que otros también tienen incompletas las capas subyacentes. En esta última categoría
se encuentra el grupo de elementos conocido como lantánidos, que son tan similares
en sus propiedades que Mendeléiev llegó a asignarle a los 14 elementos un único
lugar en su sistema.
La aplicación de la teoría cuántica sobre la estructura atómica a la ley periódica
llevó a reformar el sistema periódico en la llamada forma larga, en la que prima su
interpretación electrónica. En el sistema periódico largo, cada periodo corresponde a
la formación de una nueva capa de electrones. Los elementos alineados tienen
estructuras electrónicas estrictamente análogas. El principio y el final de un periodo
largo representan la adición de electrones en una capa de valencia; en la parte central
aumenta el número de electrones de una capa subyacente.
VALENCIAS
Término que se usa comúnmente entre los químicos para caracterizar el poder que
tiene un elemento para combinarse con otros, lo que se mide por el número de
enlaces con otros átomos que un átomo de un elemento dado forma por combinación
química. El término también ha venido a significar la teoría de todas las propiedades
físicas químicas de las moléculas que dependen particularmente de la estructura
electrónica molecular.
De esta manera, en agua, H2O, la valencia de cada átomo de hidrógeno es 1 y la
valencia del oxígeno, 2. En el metano, CH4, la valencia del hidrógeno es nuevamente 1;
la del carbono, 4. En el NaCl y el CCl4, la valencia del cloro es 1 y en CH2 la del
carbono es 2.
La mayor parte de los hechos simples de la valencia (aunque ciertamente no todos) se
deriva del postulado de que los átomos se combinan de tal manera que buscan
estructuras de capa cerrada o de gas inerte (regla de ocho) por transferencia de
electrones entre sí, o compartiendo entre ambos un par de electrones. Si se usan
estas reglas al hacer un examen pueden obtenerse muchas estructuras moleculares.
Por la forma en que se suele utilizar, y según se ha definido aquí, la palabra valencia
es ambigua. Antes de que pueda asignarse un valor a la valencia de un átomo en una
molécula, debe conocerse con exactitud la estructura electrónica de la molécula, y
esta estructura debe ser descriptible en forma sencilla, en términos de enlaces
simples. En la práctica, ninguna de estas condiciones se cumple nunca en forma
precisa. Un término que no es tan ambiguo es el de número de oxidación o número de
valencia. Los números de oxidación son útiles para balancear ecuaciones oxidaciónreducción, pero no se relacionan de manera sencilla con las valencias ordinarias. Así,
la valencia del carbono en el CH4, el CHCl3 y el CCl4, es 4 y los números de oxidación
del carbono en estas tres sustancias son –4, +2 y +4.
COMPONENTES QUIMICOS
EL HIDRÓGENO
El hidrógeno es un elemento químico representado por el
símbolo H y con un número atómico de 1. En condiciones
normales de presión y temperatura, es un gas diatómico (H2)
incoloro, inodoro, insípido, no metálico y altamente inflamable.
Con una masa atómica de 1,00794(7) u, el hidrógeno es el
elemento químico más ligero y es, también, el elemento más
abundante, constituyendo aproximadamente el 75% de la
materia del universo.
Propiedades Químicas del Hidrógeno
Número Atómico
1
Estado de Oxidación
+1
Electronegatividad
2, 1
Radio Covalente (Å)
0,37
Radio Iónico (Å)
2,08
Radio Atómico (Å)
-
Configuración Electrónica
1s1
Primer Potencial de Ionización (eV)
13,65
Masa Atómica (g/ml)
1,00797
Usos del hidrógeno
El hidrógeno es un elemento químico con número atómico 1. Por lo general se coloca
en la esquina superior izquierda de la tabla periódica. Mucha gente me pregunta
'¿cuáles son algunos de los usos comunes de hidrógeno? Si alguna vez te has
preguntado para qué sirve el hidrógeno, a continuación tienes una lista de sus
posibles usos:
 Se utiliza para el procesar combustibles fósiles.
 Se utiliza para producir amoníaco utilizado en los productos comunes de
limpieza del hogar.
 El hidrógeno se utiliza como un agente hidrogenante para producir metanol y
convertir aceites y grasas no saturada insalubres en aceites y grasas saturadas.
 El punto triple del hidrógeno (la temperatura a la que los 3 estados, sólido,
líquido y gaseoso están en equilibrio) puede utilizarse para calibrar algunos
termómetros.
 El tritio, un isótopo radioactivo de hidrógeno, se produce en las reacciones
nucleares. Se puede utilizar para fabricar bombas de hidrógeno y actúa como
una fuente de radiación en pinturas luminosas. En las ciencias biológicas, el
tritio se utiliza a veces como un marcador isotópico.
 El hidrógeno (ya sea utilizado por sí solo o combinado con nitrógeno) se utiliza
en plantas de fabricación de muchos para determinar si hay fugas. También se
utiliza para detectar fugas en los envases de alimentos.
 El hidrógeno se utiliza como refrigerante rotor en generadores eléctricos.
 El hidrógeno en estado gaseoso se usa como un gas de protección en la
soldadura de hidrógeno atómico.
 También se usa en la producción de ácido clorhídrico, utilizado ampliamente en
las industrias químicas.
 El gas de hidrógeno se utiliza para reducir muchos minerales metálicos.
 Puede ser utilizado para crear agua.
El Litio
El Litio es un elemento químico de símbolo Li y número
atómico 3. En la tabla periódica, se encuentra en el grupo 1,
entre los elementos alcalinos. En su forma pura, es un metal
blando, de color blanco plata, que se oxida rápidamente en
aire o agua. Es el elemento sólido más ligero y se emplea
especialmente en aleaciones conductoras del calor, en
baterías eléctricas y, sus sales, en el tratamiento de ciertos
tipos de depresión.

Propiedades Químicas del Litio
Número Atómico
3
Estado de Oxidación
+1
Electronegatividad
1,0
Radio Covalente (Å)
1,34
Radio Iónico (Å)
0,60
Radio Atómico (Å)
1,55
Configuración Electrónica
1s22s1
Primer Potencial de Ionización (eV)
5,41
Masa Atómica (g/ml)
6,941
Usos del litio
El litio es un metal ligero y altamente reactivo. El litio se encuentra en la composición
de muchas estrellas. Si alguna vez te has preguntado para qué sirve el litio, a
continuación tienes una lista de sus posibles usos:
 El litio puede ser utilizado como un refrigerante debido a su alto calor específico.
 A partir de compuestos de litio se pueden crear fuegos artificiales y bengalas de
color rojo.
 El hidróxido de litio (LiOH) se utiliza para hacer jabones de litio. Estos jabones
se utilizan para la fabricación de grasas lubricantes.
 El litio se utiliza para crear baterías desechables y recargables. Algunos
ejemplos de baterías recargables que utilizan litio son la batería de iones de litio
y la batería de litio fosfato de hierro.
 El niobato de litio se utiliza para fabricar teléfonos móviles.
 El litio se utiliza para absorber neutrones en la fusión nuclear.
 El
litio
se
combina
con
otros
metales
(generalmente
de aluminio, cadmio, cobre o manganeso) para hacer piezas de aviones.
 El hidróxido de litio y el peróxido de litio se utilizan para purificar el aire en
submarinos y en las naves espaciales. El peróxido de litio reacciona con el
dióxido de carbono para producir oxígeno.
 Uno de los usos más importantes de litio es en el tratamiento del trastorno
bipolar y la depresión. Las sales de litio (como carbonato de litio y el citrato de
litio) son estabilizadores del humor.
 El litio puede ser utilizado en las lentes focales para los telescopios y las gafas
comunes.
 Cloruro de litio y bromuro de litio son desecante eficaz. Un desecante es una
sustancia que mantiene algo (generalmente un contenedor) seca mediante la
absorción (o adsorbente) moléculas de agua.
 El litio, y sus hidruros, se utilizan como aditivos de alta energía en propulsores
de cohetes.
El Sodio
El sodio es un elemento químico de símbolo Na y número
atómico 11, fue descubierto por Sir Humphrey Davy. Es un
metal alcalino blando, untuoso, de color plateado, muy
abundante en la naturaleza, encontrándose en la sal marina y
el mineral halita. Es muy reactivo, arde con llama amarilla, se
oxida en presencia de oxigeno y reacciona violentamente con
el agua.

Propiedades Químicas del Sodio
Número Atómico
11
Estado de Oxidación
+1
Electronegatividad
0,9
Radio Covalente (Å)
1,54
Radio Iónico (Å)
0,95
Radio Atómico (Å)
1,90
Configuración Electrónica
[Ne] 3s1
Primer Potencial de Ionización (eV) 5,14
Masa Atómica (g/ml)
22,9898
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).
El Magnesio
El magnesio es el elemento químico de símbolo Mg y número
atómico 12. Su masa atómica es de 24.31. Es el séptimo
elemento en abundancia constituyendo del orden del 2% de
la corteza terrestre y el tercero más abundante disuelto en el
agua de mar. El ion Magnesio es esencial para todas las
células vivas. El metal puro no se encuentra en la naturaleza.
Una vez producido a partir de las sales de magnesio, este
metal alcalino-térreo es utilizado como un elemento de
aleación.

Propiedades Químicas del Magnesio
Número Atómico
12
Estado de Oxidación
+2
Electronegatividad
1,2
Radio Covalente (Å)
1,30
Radio Iónico (Å)
0,65
Radio Atómico (Å)
1,60
Configuración Electrónica
[Ne] 3s2
Primer Potencial de Ionización (eV) 7,65
Masa Atómica (g/ml)
24,305
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 bromola 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.
El Calcio
Elemento químico secundario que se encuentra en el
medio interno de los organismos como ion(ca) o
formando parte de otras moléculas; en algunas seres
vivos se halla precipitado en forma de esqueleto interno
o externo. Los iones de calcio actúan de cofactor en
muchas reacciones enzimáticas, interviene en el
metabolismo del gluconeo, junto al K y NA regulan la
contracción muscular. El porcentaje de calcio en los
organismos es variable y depende de las especies, pero
por término medio representa el 2,45% en el conjunto
de los seres vivos; en los vegetales, solo representa el
0,007%. Su símbolo es Ca.
 Propiedades Químicas del Calcio
Número Atómico
20
Estado de Oxidación
+2
Electronegatividad
1,0
Radio Covalente (Å)
1,74
Radio Iónico (Å)
0,99
Radio Atómico (Å)
1,97
Configuración Electrónica
[Ar] 4s2
Primer Potencial de Ionización (eV) 6,15
Masa Atómica (g/ml)
40,08
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.
El Carbono
El carbono es un elemento químico de número atómico 6 y símbolo C. 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 10 millones de compuestos de carbono, y forma parte de todos los
seres vivos conocidos.

Propiedades Químicas del Carbono
Número Atómico
6
Estado de Oxidación
+2, +4, -4
Electronegatividad
2,5
Radio Covalente (Å)
0,77
Radio Iónico (Å)
0,15
Radio Atómico (Å)
0,914
Configuración Electrónica
1s22s22p2
Primer Potencial de Ionización (eV) 11,34
Masa Atómica (g/ml)
12,01115
Usos del carbono
El carbono es el cuarto elemento más abundante en el universo. Si alguna vez te has
preguntado para qué sirve el carbono, a continuación tienes una lista de sus
posibles usos:
 El uso principal de carbono es en forma de hidrocarburos, principalmente gas
metano y el petróleo crudo. El petróleo crudo se utiliza para producir gasolina y
queroseno a través de su destilación.
 La celulosa, un polímero de carbono natural que se encuentra en plantas, se
utiliza en la elaboración de algodón, lino y cáñamo.
 Los plásticos se fabrican a partir de polímeros sintéticos de carbono.
 El grafito, una forma de carbono, se combina con arcilla para hacer el principal
componente de los lápices. El grafito se utiliza también como un electrodo en la
electrólisis, ya que es inerte (no reacciona con otros productos químicos).
 El grafito se utiliza también como lubricante, como pigmento, como un material
de moldeo en la fabricación de vidrio y como moderador de neutrones en los
reactores nucleares.
 El carbón, otra forma de carbono, se utiliza en obras de arte y para asar a la
parrilla (por lo general en una barbacoa). El carbón activado (otra forma de
carbono) se utiliza como un absorbente o adsorbente en muchos filtros. Estos
incluyen máscaras de gas, purificadores de agua y campanas extractoras de
cocina. También puede ser utilizada en medicina para eliminar toxinas, gases o
venenos del sistema digestivo, por ejemplo en los lavados de estómago.
 El diamante es otra forma de carbono que se utilizan en joyería. Los diamantes
industriales se utilizan para perforar, cortar o pulir metales y piedra.
 El carbono, en forma de coque, se utiliza para reducir el mineral de hierro en el
metal de hierro.
 Cuando se combina con el silicio, tungsteno, boro y titanio, el carbono forma
algunos de los compuestos más duros conocidos. Estos se utilizan como
abrasivos en herramientas de corte y esmerilado.
El Silicio
El silicio es un elemento químico no metálico, número atómico
14 y situado en el grupo 4 de la tabla periódica de los
elementos formando parte de la familia de los carbonoideos.
Es el segundo elemento más abundante en la corteza
terrestre (27,7% en peso) después del oxígeno. Se presenta
en forma amorfa y cristalizada; el primero es un polvo
parduzco, más activo que la variante cristalina, que se
presenta en octaedros de color azul grisáceo y brillo metálico.
1. Propiedades Químicas del Silicio
Número Atómico
14
Estado de Oxidación
+4
Electronegatividad
1,8
Radio Covalente (Å)
1,11
Radio Iónico (Å)
0,41
Radio Atómico (Å)
1,32
Configuración Electrónica
[Ne] 3s23p2
Primer Potencial de Ionización (eV) 8,15
Masa Atómica (g/ml)
28,086
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.
El Estaño
El estaño es un elemento químico de número atómico
50 situado en el grupo 14 de la tabla periódica de los
elementos. Su símbolo es Sn.
Es un metal plateado, maleable, que no se oxida
fácilmente con el aire y es resistente a la corrosión. Se
encuentra en muchas aleaciones y se usa para recubrir otros metales protegiéndolos
de la corrosión. Una de sus características más llamativas es que bajo determinadas
condiciones forma la peste del estaño. Al doblar una barra de este metal se produce
un sonido característico llamado grito del estaño, producido por la fricción de los
cristales.

Propiedades Químicas del Estaño
Número Atómico
50
Estado de Oxidación
+2, +4
Electronegatividad
1,8
Radio Covalente (Å)
1,41
Radio Iónico (Å)
0,71
Radio Atómico (Å)
1,62
Configuración Electrónica
[Kr] 4d105s25p2
Primer Potencial de Ionización (eV) 7,37
Masa Atómica (g/ml)
118,69
Efectos del Estaño sobre la salud
El estaño se aplica principalmente en varias sustancias orgánicas. Los enlaces
orgánicos de estaño son las formas más peligrosas del estaño para los humanos. A
pesar de su peligro son aplicadas en gran número de industrias, tales como la
industria de la pintura y del plástico, y en la agricultura a través de los pesticidas. El
número de aplicaciones de las sustancias orgánicas del estaño sigue creciendo, a
pesar del hecho de que conocemos las consecuencias del envenenamiento por estaño.
Los efectos de las sustancias orgánicas de estaño pueden variar. Dependen del tipo de
sustancia que está presente y del organismo que está expuesto a ella. El estaño
trietílico es la sustancia orgánica del estaño más peligrosa para los humanos. Tiene
enlaces de hidrógeno relativamente cortos. Cuanto más largos sean los enlaces de
hidrógeno, menos peligrosa para la salud humana será la sustancia del estaño. Los
humanos podemos absorber enlaces de estaño a través de la comida y la respiración y
a través de la piel. La toma de enlaces de estaño puede provocar efectos agudos así
como efectos a largo plazo.
Los efectos agudos son:
 Irritaciones de ojos y piel
 Dolores de cabeza
 Dolores de estómago
 Vómitos y mareos
 Sudoración severa
 Falta de aliento
 Problemas para orinar
Los efectos a largo plazo son:
 Depresiones
 Daños hepáticos
 Disfunción del sistema inmunitario
 Daños cromosómicos
 Escasez de glóbulos rojos
 Daños cerebrales (provocando ira, trastornos del sueño, olvidos y dolores de
cabeza)
Efectos ambientales del Estaño
El estaño como simple átomo o en molécula no es muy tóxico para ningún tipo de
organismo. La forma tóxica es la forma orgánica. Los compuestos orgánicos del
estaño pueden mantenerse en el medio ambiente durante largos periodos de tiempo.
Son muy persistentes y no fácilmente biodegradables. Los microorganismos tienen
muchas dificultades en romper compuestos orgánicos del estaño que se han
acumulado en aguas del suelo a lo largo de los años. Las concentraciones de estaño
orgánico todavía aumentan debido a esto.
Los estaños orgánicos pueden dispersarse a través de los sistemas acuáticos cuando
son absorbidos por partículas residuales. Se sabe que causan mucho daño en los
ecosistemas acuáticos, ya que son muy tóxicos para los hongos, las algas y el
fitoplancton. El fitoplancton es un eslabón muy importante en el ecosistema acuático,
ya que proporciona oxígeno al resto de los organismos acuáticos. También es una
parte importante de la cadena alimenticia acuática.
Hay muchos tipos diferentes de estaño orgánico que pueden variar mucho en su
toxicidad. Los estaños tributílicos son los compuestos del estaño más tóxicos para los
peces y los hongos, mientras que el estaño trifenólico es mucho más tóxico para el
fitoplancton.
Se sabe que los estaños orgánicos alteran el crecimiento, la reproducción, los
sistemas enzimáticos y los esquemas de alimentación de los organismos acuáticos. La
exposición tiene lugar principalmente en la capa superior del agua, ya que es ahí
donde los compuestos orgánicos del estaño se acumulan.
El Azufre
El azufre es un elemento químico de número atómico 16 y
símbolo S. Es un no metal abundante e insípido. El azufre se
encuentra en sulfuros y sulfatos e incluso en forma nativa
(especialmente en regiones volcánicas). Es un elemento
químico esencial para todos los organismos y necesario para
muchos aminoácidos y por consiguiente también para las
proteínas.

Propiedades Químicas del Azufre
Número Atómico
16
Estado de Oxidación
-2, +2, +4, +6
Electronegatividad
2,5
Radio Covalente (Å)
1,02
Radio Iónico (Å)
1,84
Radio Atómico (Å)
1,27
Configuración Electrónica
[Ne] 3s23p4
Primer Potencial de Ionización (eV) 10,36
Masa Atómica (g/ml)
32,064
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 alimentosorgánicos 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.
El Flúor
El flúor es un elemento químico de número atómico
9 situado en el grupo de los halógenos (grupo 17)
de la tabla periódica de los elementos. Su símbolo
es F.
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.

Propiedades Químicas del Flúor
Número Atómico
9
Estado de Oxidación
-1
Electronegatividad
4,0
Radio Covalente (Å)
0,72
Radio Iónico (Å)
1,36
Radio Atómico (Å)
--
Configuración Electrónica
1s22s22p5
Primer Potencial de Ionización (eV) 17,54
Masa Atómica (g/ml)
18,9984
Usos del flúor
El flúor es un gas amarillo pálido o marrón altamente corrosivo. Si alguna vez te has
preguntado para qué sirve el flúor, a continuación tienes una lista de sus posibles
usos:
 Algunos compuestos de flúor (tal como fluoruro sódico, fluoruro estannoso y
monofluorofosfato de sodio) se añaden a los dentífricos para prevenir las caries
dentales. También se añaden hatibualmente al agua.
 Los anestésicos más generales son derivados de compuestos de flúor.
 El flúor-18 es un isótopo artificial que emite positrones y tiene una vida media
relativamente más larga. Esto lo hace ideal para su uso en la topografía por
emisión de positrones.
 Los revestimientos antireflectantes contienen compuestos de flúor.
 El flúor puede utilizarse para la fabricación de pantallas de plasma, pantallas
planas y sistemas microelectromecánicos.
 El ácido fluorhídrico se utiliza para grabar vidrio, generalmente las bombillas.
 El flúor se utiliza en un paso de la producción de halones (gases extintores de
incendios) tales como freón.
 El flúor se utiliza para obtener uranio puro a partir de hexafluoruro de uranio.
 Los compuestos de flúor se utilizan en los sistemas de refrigeración y aire
acondicionado.
 Otro compuesto de flúor se utiliza en la electrolisis del aluminio. Este proceso
permite obtener aluminio puro.
 Algunos antibióticos de amplio espectro (que actúan contra una amplia gama de
bacterias) contienen flúor.
 Una gran cantidad del flúor producido comercialmente se utiliza para hacer
hexafluoruro de azufre. Este compuesto se utiliza como un dieléctrico (aislante
eléctrico) en la industria eléctrica.
El Cloro
El cloro es un elemento químico de número atómico 17
situado en el grupo de los halógenos (grupo VII A) de la tabla
periódica de los elementos. Su símbolo es Cl. En condiciones
normales y en estado puro es un gas amarillo-verdoso
formado por moléculas diatómicas, Cl2, unas 2,5 veces más
pesado que el aire, de olor desagradable y venenoso. Es un
elemento abundante en la naturaleza y se trata de un
elemento químico esencial para muchas formas de vida.

Propiedades Químicas del Cloro
Número Atómico
17
Estado de Oxidación
+1, -1, +3, +5, +7
Electronegatividad
3,0
Radio Covalente (Å)
0,99
Radio Iónico (Å)
1,81
Radio Atómico (Å)
--
Configuración Electrónica
[Ne] 3s23p5
Primer Potencial de Ionización (eV) 13,01
Masa Atómica (g/ml)
35,453
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.
Cobalto
El cobalto (del alemán Kobold, duende, demonio de las minas)
es un elemento químico, de símbolo Co, número atómico 27
(27 protones y 27 electrones) y masa atómica 59 uma,
encontrado a temperatura ambiente en estado sólido.










Características generales
 Símbolo: Co
 Número atómico: 27
 Configuración electrónica: [Aire] 4s2 3d7
 MA = 58,933,
 d = 8,9 g.cm-3,
 PF = 1495ºC,
 PE = 2870ºC.
Número de protones/electrones: 27
Número de neutrones: 32
Clasificación: Metal de transición
Estructura cristalina: Hexagonal
Color: plateado.
Fecha de descubrimiento: 1737
Descubridor: George Brandt
Nombre de origen: proveniente de la palabra alemana kobalt o kobold
(espíritu maligno)
Usos: imanes, cerámica, vidrios especiales
Obtenido de: arsénico, oxígeno, azufre, cobaltita.
Características físicas y químicas
El cobalto es un disco de metal, de color grisáceo que se asemeja mucho al hierro y al
níquel.
Es dúctil, pero moderadamente maleable.
El cobalto es uno de los tres únicos que son metales naturalmente magnéticos.
El cobalto posee propiedades magnéticas que son más notorias en las aleaciones.
Las propiedades de las mezclas del cobalto son distintas a las de los metales
indivuduales.
El punto de fusión del cobalto es 1.493 ° C (2.719 ° F), y el punto de ebullición es de
aproximadamente 3.100 ° C (5.600 ° F).
La densidad es de 8,9 gramos por centímetro cúbico.
Es un elemento medianamente reactivo.
En presencia del oxígeno del aire este se combina de forma lenta, pero no se quema
ni se prende fuego a menos que esté en forma de polvo.
El cobalto reacciona con la mayor parte de los ácidos para formar hidrógeno gaseoso.
A temperatura ambiental el cobalto no reacciona con el agua.
Usos
El cobalto, al igual que el hierro, puede ser magnetizado y así usarlo para hacer
imanes.
Se lo une con aluminio y níquel para fabricar poderosos imanes.
Se utilizan otras aleaciones de cobalto en turbinas de avionesy generadores de
turbinas de gas, donde la fuerza y alta temperatura predominan.
El cobalto metálico se lo utiliza a veces en galvanoplastia debido a su aspecto
atractivo, dureza y resistencia a la corrosión.
Las sales de cobalto se han utilizado durante siglos para producir colores brillantes
azules en la pintura, porcelana, vidrio, cerámica y esmaltes.
El cobalto-60 se utiliza para tratar el cáncer.
Molibdeno
Reconocido en 1778 como un elemento distinto por el
farmacéutico y químico sueco Carl Wilhelm Scheele, el
Molibdeno había sido anteriormente confundido con el grafito
y minerales de plomo. Más tarde en 1782 otro químico sueco
Peter Jacob Hjelm, pudo aislar la primera forma impura de
Molibdeno.
Este elemento químico cuyo símbolo es “Mo”, tiene un peso
atómico de 95,94u y su número atómico es el 42. Es un metal
plateado y blanco, de consistencia dura y está considerado
como un metal de transición y pertenece al grupo 6 de la
tabla periódica.
Su nombre parte del vocablo griego Molybdos que significa
“como el plomo”. Tiene como características principales la
durabilidad, resistencia y capacidad para soportar la corrosión y las altas
temperaturas. Es usado para la formación de aleaciones, especialmente para la
elaboración del acero inoxidable, construcción de piezas de aviones y piezas torneadas
para vehículos. El alambre de molibdeno se usa en tubos electrónicos y en forma
metálica como electrodo en hornos de vidrio.
No se encuentra en forma natural en la corteza terrestre, es por ello, que algunas de
sus formas se extraen de minerales como la wulfenita, powellita y la molibdenita.
Grandes depósitos de estos minerales pueden ubicarse en algunas regiones de los
Estados Unidos, China y en América del Sur.
Efectos del Molibdeno sobre la salud
La experiencia de laboratorio con amínales, señala que el molibdeno y sus compuestos
son muy tóxicos. Existe información relacionada con la aparición de problemas en la
función hepática, específicamente con la presencia de hiperbilirubinemia en
trabajadores expuestos por largos períodos en plantas de molibdeno y cobre.
Otra de las dolencias que puede ocasionar es la gota, ya que muchos trabajadores en
zonas de Armenia las cuales son ricas en este elemento, han presentado dolores
articulares en las rodillas, pies y manos, así como también deformaciones en las
articulaciones, edemas y eritemas en las mismas zonas.
Efectos del Molibdeno sobre el ambiente
Hasta ahora no han sido documentados efectos negativos en el ambiente del
molibdeno.
Propiedades químicas del Molibdeno - Efectos del Molibdeno sobre la salud Efectos ambientales del Molibdeno
Nombre
Molibdeno
Número atómico
42
Valencia
2,3,4,5,6
Estado de oxidación
+6
Electronegatividad
1,8
Radio covalente (Å)
1,45
Radio iónico (Å)
0,62
Radio atómico (Å)
1,39
Configuración electrónica
[Kr]4d55s1
Primer
potencial
ionización (eV)
7,24
de
Masa atómica (g/mol)
95,94
Densidad (g/ml)
10,2
Punto de ebullición (ºC)
5560
Punto de fusión (ºC)
2610
Descubridor
Carl Wilhelm
1778
Scheele
en
Elemento químico, símbolo Mo, con número atómico 42 y peso atómico 95.94; es uno
de los elementos de transición. Metal gris plateado con una densidad de 10.2
g/cm3 (5907 oz/in3), se funde a 2610ºC (4730ºF).
El molibdeno se encuentra en muchas partes del mundo, pero pocos depósitos son lo
suficientemente ricos para garantizar la recuperación de los costos. La mayor parte
del molibdeno proviene de minas donde su recuperación es el objetivo primario de la
operación. El restante se obtiene como un subproducto de ciertas operaciones del
beneficio del cobre.
El molibdeno forma compuestos en los cuales presenta estados de oxidación, 0, 2+,
3+, 4+, 5+, 6+. No se ha observado como catión ionizable, pero se conocen especies
catiónicas como el molibdenilo. La química del molibdeno es extremadamente
compleja y, con excepción de los halogenuros y calcogenuros, son muy pocos los
compuestos simples conocidos.
El dióxido y el trióxido de molibdeno son los óxidos más comunes y estables; otros
óxidos descritos son metaestables y, en lo esencial, son especies de laboratorio.
El ácido molíbdico, H2MoO4 (o MoO3.H2O), forma una serie estable de sales normales,
del tipo M22+MoO4, M2+MoO4 y M23+(MoO4)3. Se pueden formar molibdatos poliméricos
o isopolimolibdatos por la acidificación de una solución de molibdato o, en algunos
casos, al calentar los molibdatos normales. El peróxido de hidrógeno reacciona con
varios molibdatos para formar una serie de compuestos peroxianiónicos. Otro grupo
de compuestos del molibdeno son los heteropolielectrólitos, con mucho una familia
fundamental de sales y ácidos libres: cada miembro contiene un anión complejo y de
alto peso molecular. El molibdeno también forma halogenuros y oxihalogenuros, que
representan un intervalo amplio en estabilidad y una serie de compuestos homólogos
con S, Se y Te, semejantes a los óxidos.
Efectos del Molibdeno sobre la salud
Basado en experimentación animal, el molibdeno y sus compuestos son altamente
tóxicos. Se ha informado de alguna evidencia de disfunción hepática con
hiperbilirubinemia en trabajadores crónicamente expuestos a una planta soviética de
molibdeno y cobre. Además, se han encontrado signos de gota en trabajadores de
fábricas y entre los habitantes de zonas de Armenia ricas en molibdeno. Las
características principales fueron dolores de la articulación de las rodillas, manos, pies,
deformidades en las articulaciones, eritemas, y edema de las zonas de articulación.
Usos del molibdeno
El molibdeno tiene un punto de fusión muy alto por lo que se produce y se vende
como un polvo gris. Muchos artículos de molibdeno se forman comprimiendo el polvo
a una presión muy alta.
La mayoría del molibdeno se usa para hacer aleaciones. Se utiliza en aleaciones de
acero para aumentar la resistencia, la dureza, la conductividad eléctrica y la
resistencia a la corrosión y el desgaste. Estas aleaciones de "acero de molibdeno" se
utilizan en partes de motores. Otras aleaciones se utilizan en elementos de calefacción,
taladros y hojas de sierra.
El disulfuro de molibdeno se usa como aditivo lubricante. Otros usos para el
molibdeno incluyen catalizadores para la industria del petróleo, tintas para circuitos
impresos, pigmentos y electrodos.
Cobre
El cobre es un elemento químico de aspecto metálico,
rojizo con número atómico 29. Su símbolo es Cu y
pertenece al grupo de los metales de transición y su
estado habitual en la naturaleza es sólido. El cobre está
situado en la posición 29 de la tabla periódica.
En esta página podrás descubrir las propiedades químicas
del cobre e información sobre el cobre y otros elementos
de la tabla periódica como plata, níquel, zinc o escandio.
También aprenderás para qué sirve el cobre y conocerás
cuales sus usos a través de sus propiedades asociadas al
cobre como su número atómico o el estado habitual en el que se puede encontrar el
cobre.
Podrás ver cualidades del cobre como su punto de fusión y de ebullición, sus
propiedades magnéticas o cual es su símbolo químico. Además, aquí encontrarás
información sobre sus propiedades atómicas como la distribución de electrones en los
átomos de cobre y otras propiedades.
Para algunos elementos parte de esta información es desconocida. En estos casos
mostramos las propiedades que se les atribuyen.
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 el 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.
Características del cobre
A continuación puedes ver una tabla donde se muestra las principales características
que tiene el cobre.
Cobre
Símbolo químico
Cu
Número atómico
29
Grupo
11
Periodo
4
Aspecto
metálico, rojizo
Bloque
d
Densidad
8960 kg/m3
Masa atómica
63.536 u
Radio medio
135 [3]pm pm
Radio atómico
145 [3]pm (Radio de Bohr)
Radio covalente
138 [3]pm pm
Radio de van der Waals
140 [3]pm pm
Configuración electrónica
[Ar]3d104s1
Estados de oxidación
+1, +2
Óxido
levemente básico
Estructura cristalina
cúbica centrada en las caras
Estado
sólido
Punto de fusión
1357.77 K
Punto de ebullición
3200 K
Calor de fusión
13.1 kJ/mol
Electronegatividad
1,9
Calor específico
Conductividad eléctrica
Conductividad térmica
385 J/(K·kg)
58,108 × 106S/m
400 W/(K·m)
PLATA
La plata es un elemento químico de aspecto plateado con
número atómico 47. Su símbolo es Ag y pertenece al grupo
de los metales de transición y su estado habitual en la
naturaleza es sólido. La plata está situado en la posición 47
de la tabla periódica.
En esta página podrás descubrir las propiedades químicas de
la plata e información sobre la plata y otros elementos de la
tabla periódica como cobre, oro, paladio o cadmio. También
aprenderás para qué sirve la plata y conocerás cuales sus
usos a través de sus propiedades asociadas a la plata como
su número atómico o el estado habitual en el que se puede
encontrar la plata.
Podrás ver cualidades de la plata como su punto de fusión y
de ebullición, sus propiedades magnéticas o cual es su símbolo químico. Además, aquí
encontrarás información sobre sus propiedades atómicas como la distribución de
electrones en los átomos de plata y otras propiedades.
Para algunos elementos parte de esta información es desconocida. En estos casos
mostramos las propiedades que se les atribuyen.
Propiedades de la plata
Los metales de transición, también llamados elementos de transición es el grupo al
que pertenece la plata. En este grupo de elementos químicos al que pertenece la plata,
se encuentran aquellos situados en la parte central de la tabla periódica,
concretamente en el bloque d. Entre las características que tiene la plata, 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 la plata 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 el 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.
Características de la plata
A continuación puedes ver una tabla donde se muestra las principales características
que tiene la plata.
Plata
Símbolo químico
Ag
Número atómico
47
Grupo
11
Periodo
5
Aspecto
plateado
Bloque
d
Densidad
10490 kg/m3
Masa atómica
107.8683 u
Radio medio
160 pm
Radio atómico
165
Radio covalente
153 pm
Radio de van der Waals
172 pm
Configuración electrónica
[Kr]4d10 5s1
Electrones por capa
2, 8, 18, 18, 1
Estados de oxidación
1
Óxido
anfótero
Estructura cristalina
cúbica centrada en las caras
Estado
sólido
Punto de fusión
1234.93 K
Punto de ebullición
2435 K
Calor de fusión
11.3 kJ/mol
Presión de vapor
0,34 Pa a 1234 K
Electronegatividad
1,93
Calor específico
232 J/(K·kg)
Conductividad eléctrica
63 × 106 m-1S/m
Conductividad térmica
429 W/(K·m)
ORO
El oro es un elemento químico de aspecto amarillo metálico
con número atómico 79. Su símbolo es Au y pertenece al
grupo de los metales de transición y su estado habitual en la
naturaleza es sólido. El oro está situado en la posición 79 de
la tabla periódica.
En esta página podrás descubrir las propiedades químicas del
oro e información sobre el oro y otros elementos de la tabla
periódica como plata, roentgenio, platino o mercurio.
También aprenderás para qué sirve el oro y conocerás cuales
sus usos a través de sus propiedades asociadas al oro como
su número atómico o el estado habitual en el que se puede
encontrar el oro.
Podrás ver cualidades del oro como su punto de fusión y de
ebullición, sus propiedades magnéticas o cual es su símbolo químico. Además, aquí
encontrarás información sobre sus propiedades atómicas como la distribución de
electrones en los átomos de oro y otras propiedades.
Para algunos elementos parte de esta información es desconocida. En estos casos
mostramos las propiedades que se les atribuyen.
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 el 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.
Características del oro
A continuación puedes ver una tabla donde se muestra las principales características
que tiene el oro.
Oro
Símbolo químico
Au
Número atómico
79
Grupo
11
Periodo
6
Aspecto
amarillo metálico
Bloque
d
Densidad
19300 kg/m3
Masa atómica
196.966569 u
Radio medio
135 pm
Radio atómico
174
Radio covalente
144 pm
Radio de van der Waals
166 pm
Configuración electrónica
[Xe]4f145d106s1
Electrones por capa
2, 8, 18, 32, 18, 1
Estados de oxidación
3, 1 (anfótero)
Estructura cristalina
cúbica centrada en las caras
Estado
sólido
Punto de fusión
1337.33 K
Punto de ebullición
3129 K
Calor de fusión
12.55 kJ/mol
Presión de vapor
0,000237 Pa a 1337 K
Electronegatividad
2,54
Calor específico
128 J/(K·kg)
Conductividad eléctrica
45,5 × 106S/m
Conductividad térmica
317 W/(K·m)
OXÍGENO
El oxígeno es un elemento químico de aspecto incoloro con número
atómico 8. Su símbolo es O y pertenece al grupo de los no metales
y su estado habitual en la naturaleza es gaseoso. El oxígeno está
situado en la posición 8 de la tabla periódica.
En esta página podrás descubrir las propiedades químicas del oxígeno e información
sobre el oxígeno y otros elementos de la tabla periódica como azufre, nitrógeno, flúor
o helio. También aprenderás para qué sirve el oxígeno y conocerás cuales sus usos a
través de sus propiedades asociadas al oxígeno como su número atómico o el estado
habitual en el que se puede encontrar el oxígeno.
Podrás ver cualidades del oxígeno como su punto de fusión y de ebullición, sus
propiedades magnéticas o cual es su símbolo químico. Además, aquí encontrarás
información sobre sus propiedades atómicas como la distribución de electrones en los
átomos de oxígeno y otras propiedades.
Para algunos elementos parte de esta información es desconocida. En estos casos
mostramos las propiedades que se les atribuyen.
Propiedades del oxígeno
Una de las propiedades de los elementos no metales como el oxígeno es por ejemplo
que los elementos no metales son malos conductores del calor y la electricidad. El
oxígeno, al igual que los demás elementos no metales, no tiene lustre. Debido a su
fragilidad, los no metales como el oxígeno, no se pueden aplanar para formar láminas
ni estirados para convertirse en hilos.
El estado del oxígeno en su forma natural es gaseoso (paramagnético). El oxígeno es
un elmento químico de aspecto incoloro y pertenece al grupo de los no metales. El
número atómico del oxígeno es 8. El símbolo químico del oxígeno es O. El punto de
fusión del oxígeno es de 50,35 grados Kelvin o de -221,8 grados celsius o grados
centígrados. El punto de ebullición del oxígeno es de 90,18 grados Kelvin o de -181,97
grados celsius o grados centígrados.
Usos del oxígeno
El oxígeno es un elemento químico importante que es. Incoloro, inodoro e insípido. Si
alguna vez te has preguntado para qué sirve el oxígeno, a continuación tienes una
lista de sus posibles usos:
 Obviamente, el oxígeno es importante para la respiración humana. Por lo tanto,
la terapia de oxígeno se utiliza para las personas que tienen dificultad para
respirar debido a alguna condición médica (como enfisema o neumonía).
 El oxígeno gaseoso es venenoso para las bacterias que causan gangrena. Por lo
tanto, se utiliza para matarlos.
 El envenenamiento por monóxido de carbono se trata con gas oxígeno.
 En los trajes espaciales se utiliza oxígeno de un alto grado de pureza para que
los astronautas pueden respirar. Los tanques de buceo también contienen
oxígeno, aunque por lo general se mezcla con aire normal.
 Los aviones y los submarinos también cuentan con bombonas de oxígeno (para
emergencias).
 El oxígeno se utiliza en la producción de polímeros de poliéster y los
anticongelantes. Los polímeros se utilizan para hacer plástico y telas.
 Los cohetes usan el oxígeno para quemar el combustible líquido y generar
sustentación.
 La mayoría de oxígeno producido comercialmente se utiliza para convertir el
mineral de hierro en acero.
 Los científicos usan la proporción de dos isótopos de oxígeno (oxígeno-18 y
oxígeno-16) en los esqueletos para investigar el clima de hace miles de años.
 El oxígeno puro se utiliza para asegurar la combustión completa de los
productos químicos.
 El oxígeno se utiliza para tratar el agua, y también para cortar y soldar metales.
Propiedades atómicas del oxígeno
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 oxígeno dentro de la tabla periódica de los
elementos, el oxígeno se encuentra en el grupo 16 y periodo 2. El oxígeno tiene una
masa atómica de 15,9994 u.
La configuración electrónica del oxígeno es 1s22s22p4. La configuración electrónica de
los elementos, determina la forma el la cual los electrones están estructurados en los
átomos de un elemento. El radio atómico o radio de Bohr del oxígeno es de 60 (48)
pm (Radio de Bohr) pm, su radio covalente es de 73 pm y su radio de Van der Waals
es de 152 pm.
Características del oxígeno
A continuación puedes ver una tabla donde se muestra las principales características
que tiene el oxígeno.
Oxígeno
Símbolo químico
O
Número atómico
8
Grupo
16
Periodo
2
Aspecto
incoloro
Bloque
p
Densidad
1.429 kg/m3
Masa atómica
15.9994 u
Radio atómico
60 (48) pm (Radio de Bohr)
Radio covalente
73 pm
Radio de van der Waals
152 pm
Configuración electrónica
1s22s22p4
Estados de oxidación
-2, -1 (neutro)
Estructura cristalina
cúbica
Estado
gaseoso
Punto de fusión
50.35 K
Punto de ebullición
90.18 K
Calor de fusión
0.22259 kJ/mol
Volumen molar
17,36×10-3m3/mol
Electronegatividad
3,44
Calor específico
920 J/(K·kg)
Conductividad térmica
0,026 74 W/(K·m)
PLOMO
El plomo es un elemento químico de aspecto gris azulado con número atómico 82. Su
símbolo es Pb y pertenece al grupo de los metales del bloque p y su estado habitual
en la naturaleza es sólido. El plomo está situado en la
posición 82 de la tabla periódica.
En esta página podrás descubrir las propiedades químicas del
plomo e información sobre el plomo y otros elementos de la
tabla periódica como estaño, ununquadio, talio o bismuto.
También aprenderás para qué sirve el plomo y conocerás
cuales sus usos a través de sus propiedades asociadas al
plomo como su número atómico o el estado habitual en el que
se puede encontrar el plomo.
Podrás ver cualidades del plomo como su punto de fusión y
de ebullición, sus propiedades magnéticas o cual es su
símbolo químico. Además, aquí encontrarás información sobre
sus propiedades atómicas como la distribución de electrones
en los átomos de plomo y otras propiedades.
Para algunos elementos parte de esta información es desconocida. En estos casos
mostramos las propiedades que se les atribuyen.
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 el 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.
Características del plomo
A continuación puedes ver una tabla donde se muestra las principales características
que tiene el plomo.
Plomo
Símbolo químico
Pb
Número atómico
82
Grupo
14
Periodo
6
Aspecto
gris azulado
Bloque
p
Densidad
11340 kg/m3
Masa atómica
207.2 u
Radio medio
180 pm
Radio atómico
154
Radio covalente
147 pm
Radio de van der Waals
202 pm
Configuración electrónica
[Xe]4f14 5d10 6s2 6p2
Estados de oxidación
4, 2 (anfótero)
Estructura cristalina
cúbica centrada en las caras
Estado
sólido
Punto de fusión
600.61 K
Punto de ebullición
2022 K
Calor de fusión
4.799 kJ/mol
Presión de vapor
4,21 × 10-7Pa a 600 K
Electronegatividad
2,33 (Pauling)
Calor específico
129 J/(kg·K)
Conductividad eléctrica
4,81 × 106 m-1·Ω-1
Conductividad térmica
35,3 W/(m·K)
HIERRO
El hierro es un elemento químico de aspecto metálico
brillante con un tono grisáceo con número atómico 26. Su
símbolo es Fe y pertenece al grupo de los metales de
transición y su estado habitual en la naturaleza es sólido. El
hierro está situado en la posición 26 de la tabla periódica.
En esta página podrás descubrir las propiedades químicas del
hierro e información sobre el hierro y otros elementos de la
tabla periódica como rutenio, manganeso, cobalto o escandio.
También aprenderás para qué sirve el hierro y conocerás
cuales sus usos a través de sus propiedades asociadas al hierro como su número
atómico o el estado habitual en el que se puede encontrar el hierro.
Podrás ver cualidades del hierro como su punto de fusión y de ebullición, sus
propiedades magnéticas o cual es su símbolo químico. Además, aquí encontrarás
información sobre sus propiedades atómicas como la distribución de electrones en los
átomos de hierro y otras propiedades.
Para algunos elementos parte de esta información es desconocida. En estos casos
mostramos las propiedades que se les atribuyen.
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 el 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.
Características del hierro
A continuación puedes ver una tabla donde se muestra las principales características
que tiene el hierro.
Hierro
Símbolo químico
Fe
Número atómico
26
Grupo
8
Periodo
4
Aspecto
metálico brillante con un tono grisáceo
Bloque
d
Densidad
7874 kg/m3
Masa atómica
55.845 u
Radio medio
140 pm
Radio atómico
156
Radio covalente
126 pm
Configuración electrónica
[Ar]3d64s2
Electrones por capa
2, 8, 14, 2
Estados de oxidación
2, 3
Óxido
anfótero
Estructura cristalina
cúbica centrada en el cuerpo
Estado
sólido
Punto de fusión
1808 K
Punto de ebullición
3023 K
Calor de fusión
13.8 kJ/mol
Presión de vapor
7,05 Pa a 1808 K
Electronegatividad
Calor específico
Conductividad eléctrica
Conductividad térmica
1,83
440 J/(K·kg)
9,93·106S/m
80,2 W/(K·m)
zinc
El zinc es un elemento químico de aspecto azul pálido
grisáceo con número atómico 30. Su símbolo es Zn y
pertenece al grupo de los metales de transición y su estado
habitual en la naturaleza es sólido. El zinc está situado en la
posición 30 de la tabla periódica.
En esta página podrás descubrir las propiedades químicas del
zinc e información sobre el zinc y otros elementos de la tabla
periódica como cadmio, cobre, galio o escandio. También
aprenderás para qué sirve el zinc y conocerás cuales sus usos
a través de sus propiedades asociadas al zinc como su
número atómico o el estado habitual en el que se puede
encontrar el zinc.
Podrás ver cualidades del zinc como su punto de fusión y de
ebullición, sus propiedades magnéticas o cual es su símbolo químico. Además, aquí
encontrarás información sobre sus propiedades atómicas como la distribución de
electrones en los átomos de zinc y otras propiedades.
Para algunos elementos parte de esta información es desconocida. En estos casos
mostramos las propiedades que se les atribuyen.
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 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 zinc 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 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. El 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 el 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.
Características del zinc
A continuación puedes ver una tabla donde se muestra las principales características
que tiene el zinc.
Zinc
Símbolo químico
Zn
Número atómico
30
Grupo
12
Periodo
4
Aspecto
azul pálido grisáceo
Bloque
d
Densidad
7140 kg/m3
Masa atómica
65.409 u
Radio medio
135 pm
Radio atómico
142
Radio covalente
131 pm
Radio de van der Waals
139 pm
Configuración electrónica
[Ar]3d104s2
Electrones por capa
2, 8, 18, 2
Estados de oxidación
2
Óxido
anfótero
Estructura cristalina
hexagonal
Estado
sólido
Punto de fusión
692.68 K
Punto de ebullición
1180 K
Calor de fusión
7.322 kJ/mol
Presión de vapor
192,2 Pa a 692,73 K
Electronegatividad
1,6
Calor específico
390 J/(K·kg)
Conductividad eléctrica
16,6·106S/m
Conductividad térmica
116 W/(K·m)
CONCLUSIONES
La tabla periódica se ha vuelto tan familiar que forma parte del material didáctico para
cualquier estudiante, más aún para estudiantes de química, medicina e ingeniería. De
la tabla periódica se obtiene información necesaria del elemento químico, en cuanto se
refiere a su estructura interna y propiedades, ya sean físicas o químicas
Es por ello que invitamos a usted a dar una lectura al presente trabajo, con el motivo
que se entere de los diferentes comportamientos que tienen los elementos y
compuestos químicos en procesos de laboratorio, e incluso, que suceden en la vida
real.
TABLA PERIODICA DE LOS ELEMENTOS
BIBLIOGRAFIA
http://es.wikipedia.org/wiki/Clasificacion_periodica
http://www.lenntech.com/espanol/tabla-periodica.htm
http://www.mcgraw-hill.es/bcv/tabla_periodica/mc.html
http://www.monografias.com/trabajos12/taper/taper.shtml
Raymond Chang, "Quimica" Sexta Edición, McGraw-Hill Pág. 248 – 250.
Whitten, "Química General" Quinta Edición, McGraw-Hill Pág. 348–216–218–174.
Principios de Química, Pág. 84 -85–95–96–97.
Microsoft Encarta 2002
J. B. Russell, "Química" McGRaw-Hill / Interamericana de México
Geoff Rayner, "Química Inorgánica Descriptiva" Segunda Edición, Prentice Ha