Metales Alcalinos, Alcalinotérreos y Lantánidos: Propiedades

ALCALINOS
Los metales alcalinos incluyen a los elementos del grupo 1, desde el Litio (Li) hasta el Francio (Fr). El
Hidrógeno está en el grupo 1 pero no es un metal alcalino, de hecho el hidrógeno muestra muy pocas
características metálicas y es frecuentemente categorizado como un no metal.
Los metales alcalinos son todos brillantes, blandos y muy reactivos a temperatura y presión normal. Son
maleables y se pueden cortar fácilmente debido a su escasa dureza, exponiendo una superficie brillante que
se empaña rápidamente en el aire debido a la oxidación por la humedad atmosférica y el oxígeno (y en el caso
de litio, por la presencia de nitrógeno también). Debido a su alta reactividad, deben ser almacenados en aceite
para evitar la reacción con el aire, naturalmente se encuentran sólo como sales, nunca como los elementos
libres. El cesio, quinto metal alcalino, es el más reactivo de todos los metales. En la nomenclatura moderna
IUPAC, los metales alcalinos comprenden los elementos del grupo 1, salvo el hidrógeno (H), que
nominalmente es un elemento del grupo 1, pero no se considera un metal alcalino, pero como el hidrógeno no
tiene un lugar asignado entre los grupos del sistema periódico se le suele asignar el grupo 1. Todos los
metales alcalinos reaccionan con el agua, los metales alcalinos más pesados más vigorosamente que los más
ligeros.
Todos los metales alcalinos descubiertos se encuentran en la naturaleza: en orden de abundancia, el sodio es
el más abundante, seguido por el potasio, litio, rubidio, cesio y finalmente el francio, que es muy raro debido a
su alta radioactividad y corta vida media; en la naturaleza el francio se encuentra como subproducto en la
descomposición natural del actinio.
Propiedades
Los metales alcalinos son generalmente brillantes, blandos, maleables y fácilmente cortables, ligeros y
altamente reactivos. Los alcalinos además son buenos conductores de la electricidad y del calor, son
maleables y dúctiles.
Reactividad de los metales alcalinos
La elevada reactividad de los metales alcalinos significa que forman enlaces químicos con muchos tipos de
sustancias y elementos y que lo hacen con facilidad. Esto se debe a su elevada electronegatividad.
Así, los alcalinos se disuelven muy bien en agua, en presencia de la cual forman hidróxidos (antiguamente
llamados álcalis) y en el aire se oxidan rápidamente. Entre todos, el más reactivo es el cesio y en segundo
el francio
Abundancia de los metales alcalinos
Los más comunes de los metales alcalinos son el sodio, el litio y el potasio, muy abundantes en los mares, la
corteza terrestre y en el cuerpo de los seres vivos.
El rubidio y cesio, que son radiactivos, son en cambio más escasos. Todavía más lo es el francio, cuya vida
media es sumamente corta y suele obtenérselo a través de la descomposición natural del actinio.
Uso de los metales alcalinos
Los metales alcalinos se emplean a menudo como conductores de la electricidad, recubiertos en aislantes
plásticos, como reductores cuando se necesitan elementos desecantes, o como refrigerantes líquidos en
plantas nucleares (litio, sodio y potasio, sobre todo).
Sin embargo, sus numerosísimos compuestos tienen una gran cantidad de aplicaciones industriales posibles,
especialmente las sales.
ALCALINOTERREOS
Los metales alcalinotérreos coinciden con el grupo 2, desde el berilio (Be) hasta el radio (Ra). Suelen tener un
punto de fusión muy alto y sus compuestos óxidos forman soluciones alcalinas muy básicas.
Serie de seis elementos químicos que se encuentran en el grupo 2 (o II A) del sistema periódico .
Los metales alcalinotérreos son, por orden de número atómico creciente: berilio (Be) , magnesio (Mg) , calcio
(Ca), estroncio (Sr), bario (Ba) y radio (Ra) .
Sus óxidos se llaman tierras alcalinas.
Estado natural y abundancia
Berilio: silicatos: fenacita y berilio. No muy familiar y difícil de extraer
Magnesio: sales en el agua del mar y magnesita
Calcio: calcita, dolomita y yeso
Estroncio: celestita y estroncianita. Concentrados en menas y fácil de extraer
Bario: baritas. Concentrados en menas y fácil de extraer
Radio: escaso y radiactivo
Propiedades físicas
Color blanco plateado, de aspecto lustroso y blandos. El magnesio es gris por una película superficial de
óxidos.
Aunque son bastante frágiles, los metales alcalinotérreos son maleables y dúctiles.
Conducen bien la electricidad y cuando se calientan arden fácilmente en el aire.
Tamaño y densidad: Gran tamaño atómico. La carga nuclear efectiva es más elevada y hay una mayor
contracción de los orbitales atómicos. Más densos.
Dureza y punto de fusión: Tienen dos electrones de valencia que participan en el enlace metálico, por lo que
son más duros. Puntos de fusión más elevados y no varían de forma regular debido a las diferentes
estructuras cristalinas.
Propiedades químicas
Son menos reactivos que los metales alcalinos, pero lo suficiente como para no existir libres en la naturaleza.
Menos electropositivos y más básico. Forman compuestos iónicos. El berilio muestra diferencias significativas
con los restos de los elementos.
La energía de ionización más alta es compensada por las energías de hidratación o energías reticulares.
Compuestos diamagnéticos e incoloros. Son poderosos agentes reductores, es decir, se desprenden
fácilmente de los electrones.
LANTANIDOS
Los lantánidos son el grupo formado desde el elemento con número atómico 57, el lantano (La), que le da
nombre al grupo, hasta el elemento de número atómico 71, el Lutecio (Lu).
Los lantánidos son los elementos químicos que abarcan desde el Lantano hasta el lutecio. Comparten
características comunes, por las cuales son clasificados en una categoría especial en la parte baja de la Tabla
periódica.
Principales características de los lantánidos:
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Se ubican en el periodo 6 de la tabla periódica.
Abarcan 15 elementos, del 57 al 71.
Comparten la estructura del Lantano, a la cual se agrega un nivel energético f, que es menos reactivo
químicamente.
Se les llamó tierras raras porque en estado natural siempre están combinados formando óxidos.
Algunos son relativamente abundantes.
Aunque tienen valencias variables, la mayoría tiene valencia +3.
Conforme aumenta su número atómico, disminuye su radio.
Todos tienen aspecto metálico brillante.
Características individuales de los lantánidos:
Lantano (La).
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Número atómico 57
Peso atómico: 139
Estado: Sólido
Aspecto: Metálico, blanco plateado
Valencias: +3
Punto de fusión: 920° C
Punto de ebullición: 3457° C
Fue descubierto en 1839. En la industria se utiliza en aleaciones con otros lantánidos para hacer piedras de
encendedor; en óptica se usa para cristales ópticos. También se usa para las esponjas de hidrógeno, usadas
para contener gases. En medicina se usa en forma de carbonato de lantano, para el tratamiento de la
insuficiencia renal, ya que tiene afinidad para mezclarse con los fostatos, reduciendo la hiperfosfemia.
Cerio (Ce)
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Número atómico 58
Peso atómico: 140
Estado: Sólido blando
Aspecto: Metálico, gris plateado, similar al hierro
Valencias: +3, +4
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Punto de fusión: 798° C
Punto de ebullición: 3426° C
Fue descubierto en 1803. Es el lantánido más abundante. Se usa para fabricar catalizadores, principalmente
para los automóviles (convertidores catalíticos) y para el cracking de petróleo. En forma de óxido se usa para
pulir cristales y lentes. Aunque no tiene funciones biológicas conocidas, en medicina se usa en pomadas para
las quemaduras.
Praseodimio (Pr)
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Número atómico 59
Peso atómico: 144
Estado: Sólido blando
Aspecto: Metálico, blanco plateado
Valencias: +3
Punto de fusión: 931° C
Punto de ebullición: 3520° C
Fue descubierto en 1841 y aislado en 1885. En la industria se utiliza en aleaciones con magnesio para fabricar
motores de avión; se usa para darle al vidrio y a los esmaltes un color amarillo. Las aleaciones con níquel
tienen propiedades magnéticas. Reacciona con los halógenos, para producir fluoruros, cloruros, bromuros y
yoduros.
Neodimio (Nd)
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Número atómico 60
Peso atómico: 139
Estado: Sólido
Aspecto: Metálico, blanco plateado
Valencias: +3
Punto de fusión: 1024° C
Punto de ebullición: 3100° C
Fue descubierto en 1885, cuando se aisló el praseodimio; el neodimio se aisló hasta 1925. Es uno de los
lantánidos más reactivos. En la industria se utiliza para colorear vidrios y esmaltes. Por su capacidad de
absorber luz, se usa en astronomía para crear cristales con los que se calibran los espectrómetros y filtros
infrarrojos. Uno de sus principales usos es la de fabricar imanes de alta intensidad magnética. Estos imanes
son usados para instrumentos de precisión, como los que se usan en los discos duros de las computadoras,
así como algunas bocinas de formato delgado.
Prometio (Pm)
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Número atómico 61
Peso atómico: 145
Estado: Sólido
Aspecto: ?
Valencias: +3
Punto de fusión: 1100° C
Punto de ebullición: 3000° C
Su existencia se predijo en 1902, pero no se pudo demostrar sino hasta 1944. Este lantánido no se encuentra
en la naturaleza, siendo la fuente de su obtención y estudio la fisión del uranio. Cuando el uranio se fisiona en
un reactor nuclear, unos de los átomos que se producen de esta separación atómica es el prometio. Tiene
características radioactivas, que le dan fosforencia, y se usa para calibradores y baterías nucleares usadas en
las naves espaciales.
Samario (Sm)
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Número atómico 62
Peso atómico: 150
Estado: Sólido
Aspecto: Metálico, blanco plateado
Valencias: +3
Punto de fusión: 1072° C
Punto de ebullición: 1803° C
Fue descubierto en 1853 y aislado en 1879. Tiene varios isótopos, y por los menos dos de ellos son
radioactivos. En la industria se utiliza en óptica para hacer cristales que absorben la luz infraroja. Se usa
además como catalizador para la obtención de alcohol, y como elemento de algunas lámparas fluorescentes y
televisiones. En cuanto a la salud si es inhalado (como el óxido usado para pulir cristales), puede causar
embolias pulmonares o afectar el hígado. Los isótopos radioactivos son usados en radioterapia de pacientes
terminales.
Europio (Eu)
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Número atómico 63
Peso atómico: 152
Estado: Sólido
Aspecto: Metálico, blanco plateado
Valencias: +2, +3
Punto de fusión: 826° C
Punto de ebullición: 1527° C
Fue descubierto en 1890. Es el más reactivo de los lantánidos. Se ha usado en lámparas fluorecentes y
televisiones, sin embargo por causar embolias pulmonares si es inhalado o dañar el hígado en caso de
acumularse en el cuerpo humano, casi no tiene usos industriales. En la investigación atómica es usado ya que
absorbe neutrones.
Gadolinio (Gd)
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Número atómico 64
Peso atómico: 157
Estado: Sólido
Aspecto: Metálico, blanco plateado
Valencias: +3
Punto de fusión: 1312° C
Punto de ebullición: 3250° C
El gadolinio tiene pocos usos, siendo el principal la refrigeración industrial magnética, ya que aumenta sus
propiedades magnéticas a bajas temperaturas; pero como este tipo de enfriadores requieren el uso de
arsénico, no son usados en refrigeración doméstica. En medicina se usa como medio de contraste para la
resonancia magnético-nuclear.
Terbio (Tb)
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Número atómico 65
Peso atómico: 159
Estado: Sólido
Aspecto: Metálico, blanco plateado
Valencias: +4
Punto de fusión: 1356° C
Punto de ebullición: 3230° C
Fue descubierto en 1843 y se aisló en 1905. Es muy importante en la industria electrónica, ya que es uno de
los elementos usados para hacer semiconductores. Otros usos son para hacer tubos fluorescentes y tubos de
imagen. También se usa como catalizador en las celdas de combustible. Aunque no tiene funciones biológicas,
su inhalación o entrada en el cuerpo humano tiene efectos tóxicos, principalmente afectando el hígado.
Disprosio (Dy)
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Número atómico 66
Peso atómico: 162.5
Estado: Sólido
Aspecto: Metálico, blanco plateado
Valencias: +2, +3
Punto de fusión: 1407° C
Punto de ebullición: 2567° C
Fue descubierto en 1843 y se aisló en 1905. Es muy importante en la industria electrónica, ya que es uno de
los elementos usados para hacer semiconductores. Otros usos son para hacer tubos fluorescentes y tubos de
imagen. También se usa como catalizador en las celdas de combustible. Aunque no tiene funciones biológicas,
su inhalación o entrada en el cuerpo humano tiene efectos tóxicos, principalmente afectando el hígado.
Holmio (Ho)
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Número atómico 67
Peso atómico: 166
Estado: Sólido
Aspecto: Metálico, blanco plateado
Valencias: +3
Punto de fusión: 1474° C
Punto de ebullición: 2700° C
Fue descubierto en 1878 y su nombre deriva de la ciudad de su descubrimiento, Estocolmo, en latín, Holmia.
Casi no tiene usos prácticos; sin embargo, se usa en algunas industrias como catalizador de reacciones
químicas, así como para algunos componentes electrónicos. También se usa para cambiar la frecuencia e
intensidad del rayo laser.
Erbio (Er)
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Número atómico 68
Peso atómico: 167
Estado: Sólido
Aspecto: Metálico, blanco plateado
Valencias: +3
Punto de fusión: 1795° C
Punto de ebullición: 2863° C
Fue descubierto en 1843. Se usa en la industria nuclear como amortiguador de neutrones. En forma de óxido
es un colorante para cristales, que les da un tono rosa; estos cristales son usados en óptica y joyería. También
se usa para fabricar fibra óptica.
Tulio (Tm)
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Número atómico 69
Peso atómico: 167
Estado: Sólido
Aspecto: Metálico, blanco plateado
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Valencias: +3
Punto de fusión: 1545° C
Punto de ebullición: 1947° C
Fue descubierto en 1879. A pesar de que su poca disponibilidad, debido a sus características radioactivas, su
principal uso es como fuente de rayos X en equipos portátiles y para láseres de estado sólido.
Iterbio (Yb)
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Número atómico 70
Peso atómico: 173
Estado: Sólido
Aspecto: Metálico, blanco plateado
Valencias: +3
Punto de fusión: 824° C
Punto de ebullición: 1194° C
Fue descubierto en 1878 y aislado en 1907. Los isótopos radioactivos se usan para equipos portátiles de rayos
X que funcionan sin electricidad. También se usa para mejorar las aleaciones de acero y aumentar su
resistencia, característica que es aprovechada en odontología, debido a la mejora de las propiedades
mecánicas del acero. Debe manejarse con cuidado, ya que puede producir irritación y quemaduras. Además al
reaccionar con el aire puede causar explosión o incendio.
Lutecio (Lu)
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Número atómico 71
Peso atómico: 175
Estado: Sólido
Aspecto: Metálico, blanco plateado
Valencias: +3
Punto de fusión: 1652° C
Punto de ebullición: 3402° C
Fue descubierto en 1907. Es el elemento químico menos abundante en la corteza terrestre. A pesar de que su
poca disponibilidad, se usa para la refinación del petróleo y como catalizador de reacciones de química
orgánica. También se han probado algunos isótopos radioactivos para tratamientos de radioterapia.
ACTINIDOS
Los actínidos es el grupo que comprende desde el número atómico 89, el Actinio (Ac), hasta el 103, el
Lawrencio (Lr).
Son elementos poco abundantes, de hecho solo el torio (Th) y el uranio (U) se dan en la
naturaleza en cantidades significativas.
Al igual que los lantánidos, los actínidos son 15 elementos químicos que comparten características comunes,
por las cuales son clasificados en una categoría especial en la parte baja de la Tabla periódica.
Características de los actínidos:
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Se ubican en el periodo 7 de la tabla periódica.
Abarcan 15 elementos, del 89 al 103.
Comparten la estructura del Actinio.
Los electrones que aumentan en cada elemento, lo hacen principalmente en el nivel energético 5f, que
es menos reactivo químicamente.
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También se les llama tierras raras, porque en estado natural siempre están combinados formando
óxidos.
Los elementos más pesados, a partir del Curio, se han producido en el laboratorio, ya que no existen
en la naturaleza.
Aunque tienen valencias variables, la mayoría tiene valencias +3 y +4.
Conforme aumenta su número atómico, disminuye su radio.
Todos son radioactivos.
Los actínidos son:
Actinio (Ac).
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Número atómico 89
Peso atómico: 227
Estado: Sólido
Aspecto: metálico blando, brilla en la oscuridad
Valencias: +3
Punto de fusión: 1050° C
Punto de ebullición: 3198° C
Fue descubierto en investigaciones independientes en 1899 y 1902. Es un elemento de alto nivel
radioactivo, por lo que sus usos son principalmente de investigación, como emisor de protones. También
se usa en medicina, para radioterapia, produciendo un isótopo de bismuto que reacciona con algunas
células cancerígenas. Sin embargo, debido a su nivel de radiación, una sobre exposición o alguna
exposición accidental puede provocar que la radiación afecte las células del sistema inmunológico,
destruyéndolas.
Torio (Th)
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Número atómico 90
Peso atómico: 232
Estado: Sólido
Aspecto: Metálico, gris plateado.
Valencias: +3, +4
Punto de fusión: 1756° C
Punto de ebullición: 47.88° C
Fue descubierto en 1828 y sus propiedades radioactivas fueron descritas a finales del siglo XIX. En su
descomposición radioactiva se degrada en radio y finalmente en plomo. Sus óxidos se usan en la
industria combinados con tungsteno, para hacer filamentos de focos incandescentes, y combinado con
Wolframio, para reducir la temperatura de fusión y ebullición en algunos procedimientos de soldadura,
principalmente el procedimiento Tig (gas inerte de tungsteno) y GTAW (soldadura de arco de gas de
tungsteno). En cuanto a sus propiedades radioactivas, se usa principalmente como emisor de partículas
alfa.
Protactinio (Pa)
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Número atómico 91
Peso atómico: 231
Estado: Sólido blando
Aspecto: Metálico, blanco plateado
Valencias: +3, +4, +5, +2
Punto de fusión: 18840° C
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Punto de ebullición: 4027° C
Fue predicho en 1871 e identificado en 1913. Debido a su escasez y alto nivel de radioactividad, sus usos
están limitados a la investigación científica.
Uranio (U)
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Número atómico 92
Peso atómico: 238
Estado: Sólido
Aspecto: Metálico grisáceo
Valencias: +6, +5, +4, +3
Punto de fusión: 1132° C
Punto de ebullición: 4131° C
Fue descubierto en 1789. Es un metal escaso, que en estado natural se encuentra combinado con otros
minerales. Su forma más estable es el isótopo 238, que tiene un periodo de descomposición muy largo, y
no es fácilmente modificado al ser bombardeado con protones. Como combustible nuclear, se usa
principalmente el isótopo 235. Éste isótopo tiene además la característica de producir una reacción de
fisión en cadena. Cuando el material radioactivo tiene poca cantidad de Uranio 235, se le llama Uranio
empobrecido, el cual ha sido usado para fabricar balas que mucho tiempo después de haber sido
disparadas siguen teniendo efectos de contaminación radioactiva de las tierras, el agua y los alimentos.
También produce cáncer en las personas que fueron heridas, manejaron o tuvieron contacto con esos
proyectiles. La bomba atómica de Hiroshima era una bomba de uranio.
Neptunio (Np)
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Número atómico 93
Peso atómico: 237
Estado: Sólido
Aspecto: Metálico brillante
Valencias: +5 (la más estable) +3, +4, +6, +7
Punto de fusión: 637° C
Punto de ebullición: 4000° C
Es un elemento radioactivo, sintético, obtenido por primera vez en 1940, después de bombardear Uranio.
Posteriormente se han encontrado cantidades muy pequeñas en yacimientos de Uranio. Sin embargo, se
obtiene principalmente como subproducto de la fabricación del isótopo de plotonio 239.
Plutonio (Pu)
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Número atómico 94
Peso atómico: 244
Estado: Sólido
Aspecto: Metálico, blanco plateado
Valencias: +4 (la más estable), +6, +5, +3
Punto de fusión: 639° C
Punto de ebullición: 3232° C
Fue producido en 1940, y al igual que el uranio, su isótopo 239 tiene la característica de que al ser
bombardeado produce una reacción en cadena, que desprende gran cantidad de energía. Esta
característica fue usada para hacer las bombas atómicas que lanzaron los Estados Unidos sobre la
población de Japón. La bomba lanzada sobre Nagazaki era una bomba de Plutonio.
Americio (Am)
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Número atómico 95
Peso atómico: 243
Estado: Sólido
Aspecto: Metálico, blanco plateado
Valencias: +3 (principal), +7, +6, +5, +4, +2
Punto de fusión: 1176° C
Punto de ebullición: 2607° C
Este elemento se descubrió en 1944, al bombardear Plutonio con neutrones dentro de un reactor nuclear,
procedimiento por lo que su descubridor obtuvo la patente, así como la del elemento. Es un elemento que
en condiciones normales emite rayos gamma, por lo que usó como fuente portátil para hacer radiografías.
También se usó antiguamente en algunos detectores de humo, que aunque la cantidad de americio no era
peligrosa para la salud, eran más caros y fueron retirados del mercado.
Curio (Cm)
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Número atómico 96
Peso atómico: 247
Estado: Sólido
Aspecto: Metálico, blanco plateado
Valencias: +3
Punto de fusión: 1340° C
Punto de ebullición: 3110° C
El curio también es un elemento sintético, obtenido en laboratorio. Es muy parecido a los lantánidos, con la
diferencia de que es radioactivo. Debido a que presenta una degradación atómica con desprendimiento de
calor, se ha considerado su posible aplicación para la generación termoeléctrica portátil.
Berkelio (Bk)
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Número atómico 97
Peso atómico: 247
Estado: Sólido
Aspecto: Metálico, blanco plateado
Valencias: -Punto de fusión: --Punto de ebullición: ---
Fue descubierto en 1949 y es producido en laboratorio. Sin embargo es un elemento muy escaso, ya que
desde su descubrimiento se ha producido menos de un gramo. Su uso es principalmente para estudios
sobre radioactividad y trasmutación de materia. Es radioactivo, pero relativamente seguro, ya que solo
emite electrones; sin embargo, tiene una vida media muy corta (300 días, aproximadamente) y se degrada
en Californio, que es muy radioactivo y peligroso para la salud.
Californio (Cf)
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Número atómico 98
Peso atómico: 251
Estado: Sólido
Aspecto: Metálico, blanco plateado
Valencias: +3 (principal), +2, +4
Punto de fusión: 900° C
Punto de ebullición: 1470° C
Fue descubierto y sintetizado en 1950. Además es el elemento químico más pesado que se forma
naturalmente en la tierra. Debido a su radioactividad y sus características, se usa como encendedor para
la ignición de reactores nucleares, y también es usado para crear, mediante bombardeo atómico, el resto
de los elementos de mayor masa atómica. Es un elemento peligroso en caso de exposición accidenta, ya
que tiende a acumularse en los huesos y detener la función hematopoyética (formación de glóbulos rojos).
Einstenio (Es)
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Número atómico 99
Peso atómico: 252
Estado: Sólido
Aspecto: Metálico, blanco plateado
Valencias: +3 (principal), +2, +4
Punto de fusión: --Punto de ebullición: ---
Fue descubierto en 1952, como residuo de la bomba de hidrógeno lanzada en el Pacífico. Sus únicas
aplicaciones son en la investigación.
Fermio (Fm)
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Número atómico 100
Peso atómico: 257
Estado: Sólido
Aspecto: ---Valencias: +3
Punto de fusión: --Punto de ebullición: ---
Fue descubierto en 1952, como residuo de la bomba de hidrógeno lanzada en el Pacífico. Sus únicas
aplicaciones son en la investigación.
Mendelivio (Md)
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Número atómico 101
Peso atómico: 258
Estado: Sólido
Aspecto: --Valencias: +3
Punto de fusión: 827° C
Punto de ebullición: ---
Fue sintetizado en 1955. Fue creado en laboratorio, es muy escaso y no tiene aplicaciones industriales.
Nobelio (Nb)
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Número atómico 102
Peso atómico: 259
Estado: Sólido
Aspecto: Metálico, blanco plateado
Valencias: +2 (principal), +3
Punto de fusión: --Punto de ebullición: ---
Fue sintetizado en 1966, en Rusia. Solamente se ha obtenido a nivel atómico.
Lawrencio (Lr [antes Lw])
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Número atómico 103
Peso atómico: 262
Estado: Posiblemente sólido
Aspecto: --Valencias: --Punto de fusión: 1627 °C
Punto de ebullición: ---
Fue descubierto en 1961. Es un elemento químico de vida muy corta, que se produce en el laboratorio,
obteniéndose cantidades muy pequeñas.
LOS METALES O ELEMENTOS DE TRANSICIÓN
Se sitúan en el centro de la tabla periódica, en el bloque d, que abarca desde el grupo 3 al grupo 12. Se
caracterizan por tener un orbital d parcialmente ocupado en su configuración electrónica.
Propiedades de los Metales de Transición
-Son metales duros con puntos de fusión y ebullición son mucho más elevados que los de los alcalinotérreos y
alcalinos. Esto es debido a la disminución del radio atómico.
-Estructura compacta
-Buenos conductores del calor y la electricidad.
-Dúctiles y maleables
-Sólidos a temperatura ambiente excepto el Mercurio (Hg)
-Presentan una gran variedad de estados de oxidación
-Los metales de transición poseen propiedades diferentes a las de los alcalinos y alcalinotérreos: son menos
metálicos desde el punto de vista químico, pero más metálicos desde el punto de vista técnico, es decir,
respecto a su dureza, ductibilidad, etc.
-Son elementos un poco extraños en el sentido de que al clasificarlos en la tabla periódica, se parecen más por
periodos (filas) que por grupos (columnas) como sería lo normal.
-Los metales de transición son muy importantes en los procesos biológicos
-Presentan anomalías en cuanto al relleno de los orbitales. En la estructura electrónica de los elementos de un
mismo periodo, hay un salto del 3d3 al 3d5 y del 3d8 al 3d10.
-El hecho de tener los orbitales semiocupados les confiere mayor estabilidad.
-Los metales de transición se caracterizan por la posibilidad de actuar con varios números de oxidación,
debido a los numerosos huecos en los orbitales d.
-El número de oxidación 2 es el más frecuente: pierden los dos electrones de la capa s2 y pasan al anterior
periodo. Hacia el centro del periodo hay mayor multiplicidad. El salto electrónico en estos iones es de energías
bajas, por lo que cae dentro del espectro visible.
-Estos estados de oxidación múltiple dan lugar a que los elementos sean paramagnéticos, debido a
la existencia de electrones desapareados.
-Los compuestos de los metales de transición suelen ser coloreados, como el Hierro y el Níquel que cambian
también su color. Con el Vanadio, todos los colores son distintos con cada número de oxidación.
-Tienen una gran tendencia a formar complejos con multitud de aniones, amoníaco, cianuros, oxalatos,
fluoruros, etc. Estos complejos pueden hacer variar totalmente las propiedades que enmascaran los
elementos de transición.
-Se hidrolizan con facilidad
HALOGENOS
Los halógenos son un tipo de elementos no metálicos que coinciden con el grupo 17 de la tabla periódica, lo
que abarca desde el Flúor (F) hasta el Astato (At), este último a veces incluido en los metaloides.
Se llama halógenos a los seis elementos químicos que se encuentran en el grupo 17 (VIIa) de la tabla
periódica. Presentan comportamientos químicos semejantes, como el hecho de formar sales de sodio (Na)
muy parecidas. De allí su nombre, proveniente de los vocablos griegos hal– (“sales”) y genos (“productores”).
Los halógenos han sido empleados desde la antigüedad por los humanos, incluso antes de poseer un
conocimiento químico profundo que nos permitiera distinguirlos o estudiarlos mejor. Fueron utilizados
principalmente en forma de sales, que los antiguos fenicios y griegos empleaban como método de
preservación de la comida (salmuera).
Características de los halógenos
-¿Qué elementos son?
Los elementos halógenos son seis:
Flúor (F)
Cloro (Cl)
Bromo (Br)
Yodo (I)
Ástato (At)
Téneso (Ts)
El téneso también forma parte de los metales del bloque f.
-Propiedades físicas
Los halógenos son un grupo diverso, que puede hallarse a temperatura y presión ordinarios en los
tres estados de la materia:
Gaseoso: flúor y cloro.
Líquido: bromo.
Sólido: yodo y ástato.
Respecto al color, van del amarillo pálido (flúor) y verde amarillento (cloro), al rojo amarronado (bromo) y
violeta o negro (yodo). El ástato en cambio no posee una vida media lo suficientemente larga para ser visto.
-Propiedades químicas
Los halógenos son sumamente reactivos, por lo que nunca se les encuentra en su forma monoatómica, sino
como parte de otros compuestos. A lo sumo pueden hallarse formando moléculas biatómicas del mismo
elemento (X2).
Son elementos monovalentes (-1), es decir, necesitan un electrón para completar su último nivel de energía.
Por eso, son todos elementos oxidantes. Igualmente, su electronegatividad es de 2.5 en la escala de Pauling
(o menos), siendo el flúor el más electronegativo y decreciendo en el resto.
Por otro lado, el ástato y el téneso son elementos radiactivos de corta vida media. Este último es además
un elemento sintético, el segundo más pesado creado hasta la fecha.
-¿Para qué se usan?
El yodo se utiliza como antiséptico.
Los halógenos se emplean en numerosas ocasiones, como en forma de sales comestibles o tinturas de uso
médico. Intervienen en la fabricación de lámparas, blanqueadores y detergentes. Se utilizan en el tratamiento
del agua potable y del agua de piscinas (sobre todo el cloro).
Los compuestos con bromo (bromuros) se emplean como sedantes, como material para la industria
fotográfica, y como antiséptico (en el caso del yodo). El flúor, por su parte, sirve para elaborar anticongelantes,
lubricantes y resinas de teflón.
-Abundancia
De todos los halógenos, el flúor y el cloro son los más abundantes en la naturaleza, en un porcentaje de
0,065% y 0,055% de la misma, respectivamente. Por su gran reactividad, están siempre formando parte de
otros compuestos. Los mayores depósitos de cloro del planeta están disueltos en las aguas de los océanos, en
forma de sal marina.
Allí también se halla el bromo, aunque en muchas menores cantidades. El yodo se encuentra fijado en los
tejidos de los mariscos y peces. El ástato, al ser un material radiactivo de corta duración, no se halla casi
nunca. El téneso existe sólo en los laboratorios, pues es un elemento sintético.
-Toxicidad
Los halógenos son muy reactivos, lo cual representa un peligro para el cuerpo humano, ya que al ingresar al
mismo desplazan otros elementos o forman compuestos venenosos o tóxicos en su interior.
El cloro, en especial, ha sido empleado para fabricar desinfectantes y pesticidas, dado su poder letal. Además,
fue parte de los elementos empleados en la fabricación de gases tóxicos con fines bélicos (como el Ziklon B
empleado por los nazis).
El flúor, igualmente, es considerado excesivamente tóxico, dada su enorme electronegatividad. Es letal en
apenas minutos en concentraciones muy bajas (0,1%).
El bromo es relativamente menos tóxico que estos dos elementos. El yodo, aunque indispensable para el
funcionamiento del organismo, es letal si se consumen 3 gramos directamente. Por su parte, el ástato es
radiactivo y por ende un material peligroso para la salud en cualquier presentación.
-Haluros
Con los haluros se hacen lámparas halógenas
Los haluros son compuestos binarios que contienen un átomo halógeno y otro elemento o grupo atómico
funcional que sea menos electronegativo. Excepto el fluoruro, todos los haluros se comportan de manera
semejante (bromuros, cloruros, yoduros).
Estos compuestos son especialmente frecuentes en presencia de elementos metálicos, formando sales
blancas de carga negativa (iones–). Con este tipo de compuestos se hacen las lámparas halógenas.
-Pseudohalógenos
Los pseudohalógenos (falsos halógenos) son compuestos inorgánicos binarios que exhiben un
comportamiento similar a los haluros, sin necesariamente poseer átomos halógenos. Algunos ejemplos de
ellos son el cianuro (CN–), tiocianuro (SCN–) o el fulminato (CNO–). No todas las combinaciones posibles de
pseudohalógenos son estables.
-Elemento 117
El téneso o ununseptio, representado con el símbolo Ts o Uus (provisional), es un elemento sintético pesado
de número atómico 117. Fue descubierto en 2010 en el Instituto Central de Investigaciones Nucleares de
Dubná, Rusia.
En líneas generales el Téneso sigue el comportamiento de sus compañeros de grupo (punto de fusión, punto
de ebullición y primera energía de ionización). Sin embargo, dado que tiene una vida media de apenas 78
milisegundos en su isótopo más estable (294Te), no es mucho lo que puede comprobarse.
Es importantes señalar que se diferenciaría del grupo de los halógenos en otros aspectos. Por ejemplo, en su
capacidad de formar enlaces covalentes o su tendencia a adquirir un estado de oxidación positivo en vez de
negativo.
Ejemplos
El CFC es un halógeno que solía utilizarse en aerosoles.
Algunas sustancias conocidas compuestas por halógenos son:
Sal de mesa o sal común (NaCl), comestible y para salar alimentos.
Bromuro de plata (AgBr), empleado en la fotografía por su fotosensibilidad.
Fluoruro de calcio (CaF2), empleado en el procesamiento de hierro y de aceros en la metalurgia.
Clorofluorocarbonos o CFC, una familia de gases empleados antiguamente en refrigeración y como
propelentes de aerosoles.
METALOIDES
Los metaloides son sustancias con propiedades intermedias.Los elementos metaloides, también conocidos
como semimetales, son el Boro (B), Silicio (Si), Germanio (Ge), Arsénico (As), Antimonio (Sb), Telurio (Te) y
Polonio (Po); a veces se incluye también al Astato (At).
¿Qué son los metaloides?
Los metaloides o semimetales son un tipo de elementos químicos que muestran un comportamiento
intermedio entre los metales y los no metales, en cuanto a asuntos de ionización y propiedades de enlace.
No es sencillo distinguirlos de los metales verdaderos, sin embargo. Se lo logra únicamente a través de la
revisión de sus propiedades de conducción eléctrica. Además, suelen ser muy variados en su forma y
coloración.
La lista de los metaloides abarca los siguientes elementos:
Boro (B).
Silicio (Si).
Germanio (Ge).
Arsénico (Ar).
Antimonio (Sb).
Telurio (Te).
Polonio (Po).
Astato (At).
Características de los metaloides:
- Ubicación en la Tabla Periódica
Los metaloides se encuentran, dentro de la Tabla Periódica, en una diagonal descendiente desde el boro
hasta el astato, esparcidos entre en las columnas 13, 14, 15, 16 y 17, y dividiendo la Tabla en dos. Los
elementos que se ubican en la mitad de la derecha son no metálicos, y los que se ubican a la izquierda son
metálicos.
-Forma y coloración
El arsénico puede ser gris, amarillo o negro.
Los metaloides son muy variados en cuanto a su forma y su color. Pueden ser brillantes u opacos, y muchos
de ellos presentan más de un estado alotrópico, es decir, distintas presentaciones de acuerdo a su estructura
molecular. El arsénico, por ejemplo, puede ser gris, amarillo o negro, dependiendo de su versión alotrópica. El
silicio, similarmente, puede mostrarse como un cristal sólido brillante o como un polvillo amorfo y amarronado.
-Conducción eléctrica
La mayoría de los metaloides son semiconductores (transmiten la electricidad en un solo sentido) en lugar de
conductores completos y en eso se distinguen de los elementos metálicos. No obstante, son mucho mejores
conductores que los elementos no metales (aislantes), por lo que suelen ser utilizados en la industria de la
fabricación electrónica.
-Conducción térmica
Al igual que con la electricidad, los metaloides conducen la energía calórica mucho mejor que los elementos
no metálicos, sin alcanzar la alta conductividad de los metálicos. En líneas generales no se consideran buenos
conductores del calor.
-Reactividad
Los metaloides presentan afinidad con elementos como el plomo y el azufre.
Dada su condición intermedia, los metaloides reaccionan distinto dependiendo de si están en presencia de un
elemento metálico (entonces reaccionan como un no metal) o un elemento no metálico (entonces reaccionan
como un metal). Presentan afinidad por diversos elementos, dependiendo de cada uno, y por eso suelen
hallarse en minerales junto con ellos, como el uranio, el plomo, el azufre, etc.
-Toxicidad
Si bien algunos metaloides como el arsénico son indispensables para la formación de moléculas vitales y se
encuentra en el cuerpo de los seres vivos, es posible que representen un peligro para la salud.
La intoxicación por boro o por arsénico mismo (sumamente tóxicos) puede ser letal; y por su parte el polonio
es un elemento tóxico y altamente radiactivo, es decir, que emite partículas alfa perjudiciales para la salud, al
ser potencialmente cancerígenas, inmunosupresoras y mutagénicas.
-Estados de agregación
La mayoría de los metaloides suele mostrarse en estado sólido a temperatura ambiente, ya sea en forma de
cristales (como el arsénico) o de bloques opacos y quebradizos (como el germanio). Sin embargo, algunos
presentan propiedades curiosas en cuanto al cambio de fases. Por ejemplo, el arsénico pasa directamente
de sólido a gas (sublimación) en presencia de calor (y a presiones atmosféricas normales).
-Propiedades atómicas
El boro posee un peso atómico de 10,81.
Los metaloides son muy diversos en su caracterización atómica. Existen algunos con gran peso atómico como
el polonio (127,60) o el antimonio (121,76), y otros más bien livianos como el boro (10,81) y el silicio (28,08).
Lo mismo ocurre con sus densidades, que van desde los 2,37 g/cm3 (boro) hasta los 9,32 g/cm3 (polonio) y
con su configuración electrónica en la última capa: 3 (boro), 4 (silicio, germanio), 5 (arsénico, antimonio), 6
(telurio, polonio) y 7 (astato).
-Abundancia
Algunos metaloides son sumamente abundantes en la corteza terrestre, como el silicio, que forma numerosos
compuestos llamados silicatos, o el arsénico también. El boro, por su parte, existe abundantemente, pero
como parte del mineral llamado bórax, ya que no existe en estado libre y puro en la naturaleza. El polonio, en
cambio, es bastante raro y aparece sólo como parte de ciertos minerales de uranio; y el antimonio se
encuentra en muy pequeños porcentajes en la corteza terrestre.
-Utilidad
El silicio es utilizado para fabricar chips y microprocesadores.
La mayoría de los semimetales son aprovechados para la fabricación de aparatos electrónicos y elementos
semiconductores, como pueden ser los rectificadores, transistores, diodos, circuitos integrados o incluso,
como en el caso del silicio, los chips y microprocesadores. Sin embargo, su variedad los capacita para
numerosos usos distintos.
Por ejemplo, algunos isótopos del Boro son útiles en la absorción de neutrones dentro de las centrales
nucleares, funcionando así como mecanismos de regulación de las reacciones atómicas.
GASES NOBLES
Los conocidos como gases nobles coinciden con el grupo 18. Todos estos elementos son gaseosos en
condiciones normales de presión y temperatura, no tienen color, no tienen olor, y su gran estabilidad les hace
merecedores del adjetivo común de ser «inertes químicamente.
¿Qué son los Gases nobles?
Se conoce como gases nobles o gases inertes al conjunto de elementos químicos que constituyen el grupo 18
(VIIIA) de la Tabla Periódica de los elementos y que presentan una serie de características en común, siendo
la más importante su bajísimo grado de reactividad, es decir, su poca capacidad para formar compuestos y
estructurar moléculas complejas. Existen apenas algunos compuestos con estos elementos, que se sepa.
Los gases nobles, en condiciones de temperatura y presión normales, son sustancias gaseosas
monoatómicas desprovistas de color, olor y sabor, que se hallan presentes en diversa proporción en el aire de
la atmósfera y en otras situaciones de la naturaleza.
A pesar de su baja reactividad, o precisamente a consecuencia de ella, los gases nobles poseen diversas
aplicaciones en las industrias humanas y son producidos masivamente.
Historia de los gases nobles
Lord Rayleigh postuló la existencia de los gases nobles a finales del siglo XIX.
La mayoría de estos elementos químicos fueron descubiertos alrededor del siglo XIX, cuando Pierre Janssen y
Joseph Norman Lockyer, examinando el sol, descubrieron al helio, cuyo nombre proviene de la palabra griega
para el astro rey.
Posteriormente fueron descubiertos el kriptón, neón y argón a partir del estudio químico del aire y, hacia
finales del siglo XIX, Lord Rayleigh y William Ramsay postularon la existencia de los gases nobles, lo cual los
hizo merecedores del Premio Nobel de Física y Química.
Hubo que esperar hasta el siglo XX para que su producción industrial comenzara a darse a gran escala, a
medida que se descubrieran más de sus particularidades y usos.
Ejemplos de gases nobles
A pesar de ser un gas noble, se sabe que el Kriptón reacciona con el flúor.
Los gases nobles son siete:
Helio (He). El segundo elemento más abundante en el universo, producido por reacciones nucleares en el
corazón de las estrellas mediante la fusión del hidrógeno. Es muy popular porque altera la voz humana al ser
inhalado y porque es mucho más liviano que el aire, por lo que tiende siempre a subir.
Neón (Ne). Muy abundante en el universo, es lo que da el tono rojo a la luz de lámparas fluorescentes. Se usa
en la iluminación por tubos (de neón) y en la tecnología de la TV.
Argón (Ar). Común en el aire de la atmósfera, es un elemento sumamente empleado como aislante en la
industria y en la obtención de láseres distintos.
Kriptón (Kr). A pesar de ser un gas noble, se sabe que reacciona con el flúor y otras pocas sustancias que
poseen fuerte electronegatividad. Tiene seis isótopos (versiones) estables y diecisiete radiactivos.
Xenón (Xe). Un gas muy pesado, presente en la superficie terrestre apenas en trazas. Fue el primer gas noble
sintetizado.
Radón (Rn). Surge de la desintegración de elementos radiactivos como el radio o el actinio (entonces se le
llama actinón), por lo que es un gas noble pero radiactivo, cuyo isótopo más estable lleva una vida media de
3,8 días y luego deviene en Polonio.
Oganesón (Og). Llamado también eka-radón, Ununoctio (Uuo) o elemento 118, es altamente radiactivo,
sintético, descubierto en 2002.
¿Por qué se llaman gases nobles?
Hugo Erdmann bautizó a los gases nobles con ese nombre en 1898.
Inicialmente, al ser descubiertos, a estos elementos se los llamó gases inertes o gases raros, pues se pensaba
que eran pasivos químicamente y raros en el universo.
Ambas cosas resultaron ser falsas, por lo que se prefiere el uso de “gases nobles”, traducción del término
alemán con que Hugo Erdmann los bautizó en 1898: Edelgas.
Este nombre proviene en préstamo de los “metales nobles” como el oro, cuyo comportamiento químico
muestra también una tendencia hacia la poca reactividad, es decir, a mantenerse puro.
¿Gases nobles o gases inertes?
Por lo general se usa el término gases inertes como sinónimo de los gases nobles, aunque se prefiere este
último término.
Esto es debido a que existen otros gases que, en ciertas circunstancias, pueden comportarse de manera
inerte, sin formar parte de los gases nobles: tal es el caso del nitrógeno, cuya reactividad se incrementa sólo
a temperaturas altas, por ejemplo.
Configuración electrónica de los gases nobles
La razón por la cual los gases nobles son poco reactivos se puede explicar mediante su configuración
electrónica, pues su capa más exterior o capa de valencia está siempre completa, sin necesidad de tomar en
préstamo electrones.
Esto es, su capa exterior del campo electromagnético es tan estable, que el elemento tienden a no reaccionar
con otros excepto en casos muy puntuales.
Comportamiento de los gases nobles
Hasta la fecha no se ha encontrado ningún compuestos de neón.
Como hemos dicho, los gases nobles son poco reactivos, es decir, poco dados a las uniones entre átomos.
Esto significa que no reaccionan mucho con otras sustancias, ni siquiera reaccionan entre átomos del mismo
gas, como sí ocurre con gases diatómicos como el oxígeno (O2) o el hidrógeno (H2), que forman moléculas. El
helio y el neón resultan particularmente inertes y les siguen el argón, kriptón, xenón y radón.
Las excepciones a esta regla son pocas, e involucran por lo general a los gases nobles más pesados, como el
xenón o el radón, capaces de formar compuestos con el flúor y el oxígeno, como el hexafluoruro de kriptón
(KrF6) o el ácido xénico (H2XeO4).
Bajo condiciones particulares de temperatura (-60 y -90 °C respectivamente) el kriptón puede enlazarse con el
nitrógeno y el oxígeno de manera estable. Ningún compuesto de neón se ha identificado en el universo hasta
la fecha.
Usos de los gases nobles
El helio se usa como componente respirable para hacer buceo.
Los gases nobles poseen numerosas utilizaciones para el ser humano y la principal es la de hacer las veces
de aislante, ya que su baja reactividad se los permite.
Además, se suelen usar como refrigerantes o criogenizantes mediante procesos de licuado, vitales para
maquinarias delicadas como imanes superconductores o resonancias magnéticas nucleares.
Por otro lado, el helio se emplea en mezcla con otros gases como componente respirable, para astronautas y
buzos, reduciendo el efecto narcótico del “mal de profundidad”, que puede matar a un buzo si asciende de las
profundidades marinas muy velozmente.
Otro uso del helio es como gas para globos inflables o dirigibles, en reemplazo del hidrógeno que es
sumamente inflamable.
Un uso muy común del neón, xenón y kriptón es en la iluminación, ya que se rellena con ellos las bombillas
incandescentes y producen colores específicos de luz, además de extender la duración de la lámpara.
También se usan para la obtención de luz láser que se emplea en cirugías o procedimientos industriales.
Propiedades físicas de los gases nobles
Los gases nobles son casi siempre gases, aunque se puedan licuar y luego solidificar, en condiciones
puntuales de presión y temperatura. Dado que cuentan con fuerzas intermoleculares muy débiles, tienen bajos
puntos de fusión y ebullición, todos más o menos en el mismo rango.
El helio es particular en esos asuntos: es el elemento con el menor punto de fusión y ebullición conocido y el
único elemento que presenta superfluidez. Además, el helio no puede ser solidificado a través de bajas
temperaturas, sino en condiciones peculiares de presión.
Por otro lado, todos los gases nobles tienen isótopos estables excepto el radón, que es radiactivo y tras 3,8
días deviene en polonio.
Abundancia de los gases nobles
Neón, argón y kriptón están en el aire mismo que respiramos.
Los gases nobles son más abundantes en el universo a medida que disminuye su número atómico. Mientras
más livianos son, como el helio, más abundantes; de hecho la cantidad de helio en el universo aumenta a
medida que la fusión atómica de las estrellas tiene lugar.
Neón, argón y kriptón están en el aire mismo que respiramos, de donde se puede obtener por licuefacción;
mientras que el radón, más escaso, aparece durante las secuencias de desintegración del radio y
otros materiales radiactivos.
Peligrosidad de los gases nobles
Los gases nobles no son tóxicos ni peligrosos en sí mismos pero entrañan para los seres vivientes un peligro
mecánico: son potenciales gases asfixiantes, ya que desplazan al oxígeno en el aire que respiramos.
Así, un individuo encerrado en una habitación en la que se inyectan gases nobles puede desmayarse y luego
morir de asfixia por falta de oxígeno en el aire.
Esto, claro, por no mencionar los peligros intrínsecos a los gases nobles radiactivos, como radón, oganesón y
algunos isótopos del kriptón, los cuales son altamente cancerígenos.
NO METALES
Bajo el término «no metales» se englobarían a todos los demás elementos, desde los halógenos a los gases
nobles, pero es muy frecuente que se utilice para elementos no metálicos que no se pueden clasificar como
halógenos ni como gases nobles, es decir, para Hidrógeno (H), Carbono (C), Nitrógeno (N), Fósforo (P),
Oxígeno (O), Azufre (S) y Selenio (Se).
Características de los no metales
-Generalmente los no metales son frágiles o quebradizos.
-Pueden ser sólidos, líquidos o gaseosos a temperatura ambiente.
-No reflejan la luz, por lo que carecen de brillo (superficie opaca)
-No se corroen
-Son malos conductores de la electricidad y el calor.
-En general son frágiles o quebradizos; algunos son duros y otros son blandos
-Tienden a formar aniones (iones negativos) u oxianiones en solución acuosa.
-Por lo general son menos densos que los metales.
-Tienen elevada electronegatividad.
-Sus puntos de fusión suelen ser más bajos que el de los metales.
-Los organismos vivos están compuestos en su mayor parte por no metales.
-Varios no metales son diatómicos en el estado elemental.
-Están tanto en los minerales de la corteza terrestre como en la atmósfera que rodea a esta. También se
encuentran formando parte de sales marinas.
-Cuando observamos la tabla periódica de los elementos, los vemos a la derecha. Los no metales comprenden
los halógenos, los gases nobles y elementos importantísimos como el carbono, el nitrógeno, el oxígeno, el
fósforo, el azufre. El hidrógeno es no metal pero se encuentra a la izquierda, ya que tiene una serie de
características particulares que lo hacen único.
Elementos
Astato (At)
Estado natural
Este es el elemento más raro
de la naturaleza, solo existe
una cantidad muy pequeña
sobre la superficie terrestre,
menor a 25 gramos , se
obtiene
bombardeando bismuto con p
Propiedades
Es un elemento altamente
radioactivo, se cree que es
más metálico que el yodo.
Usos
Por espectrometría de
masas se ha comprobado
que es muy parecido
químicamente al resto de
los halógenos, sobre todo al
yodo, aunque es más
metálico y probablemente
Elementos
Estado natural
Propiedades
artículas alfa, obteniendo
isótopos 209At y 210At, con
un periodo de
semidesintegración
relativamente alto.
Azufre (S)
Bromo (Br)
Carbono (C)
Cloro (Cl)
Libre se encuentra en varias
formas, y también en
numerosas combinaciones,
entre ellas
están:Galena (PbS), Blenda (
ZnS), Cinabrio (HgS).
No existe solo por su alta
reactividad. Sus sales son
muy comunes, tales como el
Bromuro de Sodio (NaBr).
Libre en dos formas:
diamantes y Grafito.
Combinado se encuentra en la
mayoría de los compuestos
químicos.
Usos
se acumula también en la
glándula tiroides. Se están
usando haces moleculares
para identificar y estudiar
reacciones en las que está
implicado este elemento.
En su forma amarilla: fácil
de combinar. Rómbico: en
forma de cristales que
funden a 112,8 oC.
Monoclínico, esta forma
funde a 119 o
Es un liquido color pardo,
rojizo, de olor irritante. Su
punto de ebullición es
58,78 oC.
Diamante: densidad
3,45g/ml, duro, frágil y muy
estable.
Grafito: muy blando, color
negro, buen conductor de
calor y electricidad.
En la preparación de Ácido
Sulfúrico, materia prima de
muchas plantas industriales
en la obtención de sus
productos. Fabricación
de Fertilizantes y Explosivo
s, así como en cremas
medicinales.
En la fabricación de
colorantes, sus sales se
utilizan en medicinas;
acompañado a la Plata se
utiliza en Fotografía.
Diamante: en joyería, y en
la fabricación de
instrumentos para cortar
láminas delgadas. [[Grafito]:
fabricación
de Electrodo, LápiZ.
Como Combustible en
forma
de Hulla, Antracita, Lignito y
Gas
natural (Butano, Propano).
Se emplea como
desinfectante, lejía para el
Se encuentra en un
Es un gas verde
blanqueo de las [[Fibras
porcentaje de casi el 0,2% en
amarillento, de olor
vegetales, Algodón, Papel,
la Corteza terrestre y en la
sofocante que prodúcela
etc.; para potabilización
atmósfera terrestre. Sus
tos y, respirado en cantidad del Agua, en Anestesia,
principales minerales son: el
algo considerable, produce (Cloroformo), como
cloruro de sodio, Sal marina o
la hemoptisis y la muerte.
insecticida (DDT), para
sal gema, la carnalita y la
Es fuertemente oxidante y
recuperar el estaño de los
silvina; y combinado con el
soluble en agua. Se
desechos de hojalata. En
hidrógeno, formando ácido
combina con el hidrógeno
las industrias
clorhídrico, en algunas fuentes
para formar el HCl.
del Bromo y Yodo consume
de origen volcánico.
n, también, buena parte
del Cloro industrial.
Elementos
Flúor (F)
Fósforo (P)
Estado natural
Es el halógeno más
abundante en la Corteza
terrestre, tiene una
concentración de 950 ppm.
Tambien se encuentra en
el Agua de mar con una
proporción aproximada de 1,3
ppm. En forma pura es
altamente peligroso,
causando una
gran Quemadura químicas en
contacto con la Piel.
Es el elemneto con
más Electronegatividad y
reactivo, forma compuestos
con casi todos los demás
elementos de la Tabla
Periódica. Reacciona de
forma explosiva con
el Hidrógeno. Es altamente
oxidante.
No se encuentra libre en
En forma sólida es
la Naturaleza. Se encuentra
quebradizo, funde a 209
en numerosas combinaciones,
oC.
abundan en los Seres vivos.
Solo, se encuentra en forma
Hidrógeno (H) gaseosa, y combinado en la
mayoría de sus compuestos.
Nitrógeno (N)
Propiedades
Solo: en forma gaseosa.
Combinado: en numerosos
compuestos y componentes
Gas incoloro, inodoro e
insípido.
Usos
Se utiliza en la fabricación
de Teflón, se emplea en la
obtención de Criolita
sintética, Algunos fluoruros
se añaden a la Pasta
Dental para la prevención
de Caries, también se
emplea en la fabricación
de Semiconductores.
Componentes muy
importante de los seres
vivos, muy relacionado con
la transferencia de Energía.
Se utiliza en la fabricación
de Cerillas,
(Fósforo), Fuegos
artificiales y Abono.
Se encuentra en el agua, lo
que lo hace indispensable
para la vida. Se utiliza en
metalurgia por su carácter
reductor, como
combustibles en sopletes.
Constituye al Amoniaco
(NH3) muy utilizado para
fabricar fertilizantes.
Aunque se considera un no
metal, no tiene las
características propias de
ningún grupo, ni se le
puede asignar una posición
en el sistema periódico:
puede formar iones
positivos o iones negativos.
Incoloro, inoloro e insípido;
punto de Ebullición es 196
oC. Cuando se encuentra
Llenado
del Bombillo eléctrico,
como Refrigerante,
Elementos
Estado natural
de los Seres vivos. Se
encuentra
en Sales inorgánicas como
el Nitrato de Sodio Na(NO3) y
el Nitrato de Potasio (KNO3).
Oxígeno (O)
Selenio (Se)
Yodo (I)
Solo: se encuentra en forma
gaseosa; y combinado en la
mayoría de los compuestos.
Se puede encontrar en varias
formas alotrópicas. El selenio
amorfo existe en dos formas,
el selenio gris cristalino de
estructura hexagonal, y la
forma roja, de estructura
monoclíni. Este elemento es
insoluble en agua y alcohol,
solo es ligeramente soluble en
disulfuro de carbono y
completamente soluble en
éter.
No se encuentra libre en la
naturaleza, sino siempre
combinado y formando
yoduros y yodatos. Muchas
aguas minerales lo contienen,
en el aceite de hígado de
bacalao, en las algas marinas
y en las plantas y animales
(sobre todo en el hígado y la
glándula tiroides).
Propiedades
Usos
solo se le califica de “inerte” en Termómetro,
porque es poco reactivo.
indispensable en la
constitución de los Seres
vivos.
En la respiración de
los Seres vivos, para
Incoloro, insípido e inodoro. soldaduras y
como Combustible de
Se combina con todos los
cohetes.
elementos químicos
conocidos.
Se encuentra en las
carnes, los pescados, las
lentejas, el pan, los huevos,
cereales, realiza la función
de micronutriente.
Es sólido, cristaliza en
laminillas o tablas rómbicas
de color negro violado con
reflejos metálicos.
A temperaturas ordinaria
desprende vapores de olor
desagradable y
característicos. Reacción
característica del Iodo: la
del engrudo del almidón al
cual da color azul intenso,
en frío, color que
desaparece cuando se
calienta la m.
Se utiliza en la fabricacióín
de vidrios y en la
mediciana, en pacientes
que padecen el VIH,
tambien se utiliza
como semiconductor tipo p.
Se utiliza en la industria
fotográfica para fabricar
placas y papeles sensibles,
en la industria de los
colorantes orgánicos; en
medicina: la tintura de iodo
para la desinfección de la
piel y de las heridas
cutáneas; el iodoformo,
ejerce una acción
antiséptica, analgésica y
levemente hemostática. La
fijación del iodo en las
tiroides se emplea para el
tratamiento del
hipertiroidismo y de los
tumores tiroideos