2.1 Características de la clasificación periódica moderna de los elementos. La primera clasificación sistemática de los elementos tuvo su origen en los estudios sobre electroquímica realizados por Berzeliuz, quien los dividió en metales y no metales. > En 1817, J.W. Dobereiner presento una clasificación basada en las propiedades químicas y físicas de los elementos. Encontró la existencia de triadas de elementos, al observar el comportamiento semejante entre tres elementos, y hallo que el elemento central posees un peso atómico muy aproximado al promedio de los pesos de los otros dos, por ejemplo, la triada de cloro, bromo y yodo. > En 1862, el geólogo francés Beguyer de Chancurtois hizo una distribución de los elementos ordenándolos, por sus pesos atómicos, en una línea enrollada helicoidalmente conocida como tornillo telúrico, los elementos que tienen propiedades semejantes quedan alineados horizontalmente. > En 1864, el químico ingles J. Newlands observo que, al agregar los elementos en orden creciente a sus masas atómicas, el octavo elemento tenía propiedades semejantes al primero. Dicha ley se le conoce como ley de las octavas. > La famosa tabla que Mendeleiev publicaba en 1869 en su libro "Los principios de la Química" proponía una ordenación de similar aspecto a la que los químicos emplean en la actualidad. Clasificó los 60 elementos conocidos hasta entonces, predijo la existencia de otros 10 aún desconocidos, y llegó a pronosticar algunas características de los elementos aún pendientes de descubrir. Nadie prestó especial atención a su tabla hasta que empezaron a descubrirse elementos predichos por él. Con la aparición del espectroscopio se descubrieron el galio, por Lecoq De Boisbandren, el escandio, por Clave, y el germanio, por Winkler. > El trabajo de Moseley ofrecía un método para determinar exactamente cuántos puestos vacantes quedaban en la Tabla Periódica. Una vez descubierto, los químicos pasaron a usar el número atómico, en lugar del peso atómico, como principio básico de ordenación de la Tabla. El cambio eliminó muchos de los problemas pendientes en la disposición de los elementos. La tabla periódica representa una de las ideas más extraordinarias de la ciencia moderna, ya que dio un orden a la Química y durante casi 200 años de vida, ha sabido adaptarse y madurar sin apenas variaciones. 2.1.1 Tabla periódica larga y tabla periódica cuántica La tabla periódica de los elementos ampliada fue sugerida por primera vez por Glenn Theodore Seaborg en 1969. Se considera Una extensión lógica de los principios que hicieron posible la tabla periódica, de tal forma que sea posible incluir fácilmente los elementos químicos no descubiertos aún. Todos los elementos se denominan según los postulados de la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (la IUPAC, siglas de su nombre en inglés: International Union of Pure and Applied Chemistry), que proporciona una denominación sistemática de elementos estándar mientras no se confirme un nombre oficial. La tabla periódica es una clasificación de los elementos, originalmente, por sus propiedades y similitudes. La cual está fundamentada por la ley periódica de Dimitri Mendeliu quien nos indica que las propiedades de los elementos son funciones periódicas que dependen de sus números atómicos. La tabla cuántica es una clasificación de los elementos que permite obtener de forma más sencilla la configuración electrónica de los mismos. Puede ver una en: Evidentemente, las similitudes son muchas puesto que de comprobó que la tabla periódica corresponde, en cierto modo, por accidente, a una clasificación por configuraciones electrónicas por lo que, con un poco de práctica, también puede obtenerse la configuración electrónica con una tabla periódica. La tabla cuántica, es una clasificación de los elementos basada en la periodicidad de sus propiedades químicas, como consecuencia y función de la distribución electrónica obtenida de los valores de los números cuánticos. Al igual que en la tabla periódica, en la cuántica los elementos están agrupados en periodos y familias. La tabla cuántica tiene ocho periodos ubicados horizontalmente y señalados en la parte izquierda. Estos son el resultado de la suma de los valores de n + l que presentan los elementos. Por ejemplo, el galio está ubicado en el periodo 5, mostrado a la izquierda del elemento en Línea recta horizontal, y corresponde a la suma de los valores de n + I que tiene el galio; el valor den para el galio se obtiene subiendo en diagonal hacia la derecha y es 4, y el valor de t se ubica en la parte superior de la tabla y es 1, por lo que 4 + 1=5, que corresponde al número de periodo en el que está ubicado el elemento. Existen 32 familias en la tabla cuántica y están ubicadas en columnas verticales. Y los elementos que pertenecen a la misma familia presentan, para su electrón diferencial, valores iguales en los números cuánticos n, t y s (localizados en la parte superior), siendo solo el valor de n el que varía de un elemento a otro. La clasificación de los elementos basada en su número atómico dio como resultado la tabla periódica moderna, de Alfred Werner, actualmente conocida como tabla periódica larga. Esta tabla está integrada por todos los elementos encontrados en la naturaleza, así como los obtenidos artificialmente (sintéticos) en el laboratorio, y se encuentran acomodados en función de la estructura electrónica de sus átomos, observándose un acomodó progresivo de los electrones de Valencia en los niveles de energía (periodos). Los elementos que presentan configuraciones electrónicas externas similares quedan agrupados en columnas verticales llamadas familias o grupos. Podemos distinguir que en ella se encuentran ubicados también por clases de elementos, pesados, grupos o familias y bloques. 2.2 Propiedades Atómicas y Variaciones Periódicas La Tabla Periódica puede usarse para distintos fines, en particular es útil para relacionar las propiedades de los átomos a escala atómica. Las variaciones de las propiedades periódicas dependen de las configuraciones electrónicas, en especial de la configuración de la capa externa ocupada y de su distancia con respecto al núcleo. En este caso consideraremos las siguientes propiedades periódicas: 2.2.1 Carga nuclear efectiva La determinación de la carga nuclear efectiva se lleva a cabo haciendo uso de la relación Zef =Z-S. La constante de apantallamiento S se obtiene agrupando convenientemente los orbitales, (1s) (2s2p) (3s3p) (3d) (4s4p) (4d) (4f) (5s5p) (5d)... En los átomos polielectrónicos, los protones que se encuentran en el núcleo no ejercen la misma fuerza de atracción sobre todos los electrones por igual. Esto se debe a los efectos pantalla que causan los electrones más cercanos al núcleo sobre los que se encuentran más alejados. Se le llama carga nuclear efectiva a la diferencia entre la carga nuclear neta (que depende del número atómico del elemento) y la constante del efecto pantalla s, es la fuerza real que ejerce el núcleo sobre un electrón en particular. Z es el número de protones y electrones del átomo, dado por su número atómico, y s el valor de la constante de apantallamiento, que depende del número de electrones que separan al núcleo del electrón en cuestión, y también depende de los orbitales atómicos en que se hallen los electrones que causan el efecto pantalla. También influyen en este efecto los electrones que se encuentran en el mismo nivel de energía que el electrón considerado. No tienen influencia en esta constante los electrones que se hallan en niveles de energía. La carga nuclear efectiva puede calcularse según las reglas de Slater, quien las formuló en 1930: 1. Los electrones ubicados en un orbital de mayor nivel contribuyen en 0 (para la sumatoria que da como resultado la constante de apantallamiento s) 2. Cada electrón en el mismo nivel contribuye en 0,35. (excepto si el nivel es 1s, que resta 0,30). 3. Electrones en el nivel inmediato inferior, si están en orbitales s o p contribuyen en 0,85, si son de orbitales d o f contribuyen en 1,0 cada uno. 4. Electrones por debajo del nivel inmediato inferior, contribuyen en 1,0 cada uno. 2.2.2 Radio atómico, radio covalente, radio iónico > El Radio atómico: está definido como mitad de la distancia entre dos núcleos de dos átomos adyacentes. Diferentes propiedades físicas, densidad, punto de fusión, punto de ebullición, estos están relacionadas con el tamaño de los átomos. Se caracteriza en gran medida por la fuertemente atracción entre el núcleo sobre los electrones. Cuanta mayor carga nuclear efectiva, los electrones estarán más fuertemente enlazados al núcleo y menor será el radio atómico. Dentro del periodo, el radio atómico disminuye constantemente debido a que aumenta la carga nuclear efectiva. A medida que se desciende en un grupo el radio aumenta según aumenta el número atómico. >El radio covalente: es la mitad de la distancia entre dos núcleos de átomos iguales que están unidos mediante un enlace simple en una molécula neutra. Esta definición no presenta problemas para moléculas como Cl2, los otros halógenos, y para otros casos como hidrógeno, silicio, carbono (en forma de diamante), azufre, germanio, estaño, y algunos otros casos. Sin embargo, >para el oxígeno, O2, la situación es menos clara ya que el enlace oxígeno-oxígeno es doble. En este caso, y para la mayoría de los elementos del sistema periódico, es necesario calcular el radio covalente a partir de moléculas que contienen simples enlaces OO o a partir de moléculas con un enlace O-X en el que se conoce el radio covalente de X. El radio covalente aumenta en el mismo sentido que el radio atómico, por lo tanto: el radio covalente aumenta al descender en un grupo y para los elementos de los grupos s y p el radio atómico disminuye de izquierda a derecha en un periodo. Esta variación puede interpretarse atendiendo a la configuración electrónica de los átomos. Al descender en un grupo, aumenta el número cuántico principal, y al pasar de un periodo a otro los electrones de valencia ocupan orbitales de número cuántico superior al anterior. >Radio Iónico: la estructura y la estabilidad de los sólidos iónicos dependen de manera crucial del tamaño de los iones. Éste determina tanto la energía de red del sólido como la forma en que los iones se empacan en el sólido. Además, el tamaño iónico influye en las propiedades de los iones en disolución. El tamaño de un ion depende de: Su carga nuclear. Número de electrones. Orbitales en los que residen los electrones de la capa exterior. Los iones positivos sencillos son siempre más pequeños que los átomos de los que derivan y, al aumentar la carga positiva, su tamaño disminuye. Los iones sencillos cargados negativamente son siempre mayores que los átomos de los que derivan. El tamaño aumenta con la carga negativa. Los radios iónicos, en general, aumentan al descender por un grupo y disminuyen a lo largo de un periodo. Los cationes son menores que los respectivos átomos neutros y los aniones son mayores. 2.2.3 Energía de ionización. La energía de ionización, potencial de ionización o EI es la energía necesaria para separar un electrón en su estado fundamental de un átomo en estado gaseoso. Siendo los átomos en estado gaseoso de un determinado elemento químico; la energía de ionización y un electrón. Esta energía corresponde a la primera ionización. El segundo potencial de ionización representa la energía precisa para sustraer el segundo electrón; este segundo potencial de ionización es siempre mayor que el primero, pues el volumen de un ion positivo es menor que el del átomo y la fuerza electrostática atractiva que soporta este segundo electrón es mayor en el ion positivo que en el átomo, ya que se conserva la misma carga nuclear. El potencial o energía de ionización se expresa en electrón-voltio, Julios o en kilo Julios por mol (kJ/mol). 1 eV = 1,6 × 10-19 C × 1 V = 1,6 × 10-19 J En los elementos de una misma familia o grupo, el potencial de ionización disminuye a medida que aumenta el número atómico, es decir, de arriba abajo. Sin embargo, el aumento no es continuo, pues en el caso del berilio y el nitrógeno se obtienen valores más altos que lo que podía esperarse por comparación con los otros elementos del mismo período. Este aumento se debe a la estabilidad que presentan las configuraciones s2 y s2 p3, respectivamente. La energía de ionización más elevada corresponde a los gases nobles, ya que su configuración electrónica es la más estable, y por tanto habrá que proporcionar más energía Los elementos alcalinos, grupo1, son los que tienen menor energía de ionización con relación a los restantes de sus periodos. Ello es por sus configuraciones electrónicas más externas ns1, que facilitan la eliminación de ese electrón poco atraído por el núcleo, ya que las capas electrónicas inferiores a n ejercen su efecto pantalla entre el núcleo y el electrón considerado. En los elementos alcalinotérreos, grupo2, convergen dos aspectos carga nuclear efectiva mayor y configuración externa ns2de gran fortaleza cuántica, por lo que tienen mayores energías de ionización que sus antecesores. Evidentemente, los elementos del grupo 18 de la T.P., los gases nobles, son los que exhiben las mayores energías por sus configuraciones electrónicas de alta simetría cuántica. Los elementos del grupo 17, los halógenos, siguen en comportamiento a los del grupo 18, porque tienen alta tendencia a captar electrones por su alta carga nuclear efectiva, en vez de cederlos, alcanzando así la estabilidad de los gases nobles. 2.2.4 Afinidad electrónica La afinidad eléctrica, afinidad electrónica o AE es la energía intercambiada cuando un átomo neutro, gaseoso, y en su estado fundamental, capta un electrón y se convierte en un ión mono negativo La afinidad electrónica es la cantidad de energía absorbida por un átomo aislado en fase gaseosa para formar un ión con una carga eléctrica de −1. Si la energía no es absorbida, sino liberada en el proceso, la afinidad electrónica tendrá, en consecuencia, valor negativo tal y como sucede para la mayoría de los elementos químicos; en la medida en que la tendencia a adquirir electrones adicionales sea mayor, tanto más negativa será la afinidad electrónica. De este modo, el flúor es el elemento que con mayor facilidad adquiere un electrón adicional, mientras que el mercurio es el que menos. Aunque la afinidad eléctrica parece variar de forma caótica y desordenada a lo largo de la tabla periódica, se pueden apreciar patrones. Los no metales tienen afinidades electrónicas más bajas que los metales, exceptuando los gases nobles que presentan valores positivos por su estabilidad química, ya que la afinidad electrónica está influenciada por la regla del octeto. Los elementos del grupo 1, tienden a ganar un electrón y formar aniones −1, completando el subnivel s, mientras que los elementos del grupo 2, que ya lo tienen completo, no presentan esa tendencia. Análogamente sucede en el bloque p, donde las afinidades electrónicas se van haciendo más negativas a medida que nos acercamos a los gases nobles. Existen átomos que presentan capas de valencia con lugares vacantes o "huecos", que pueden ser ocupados por electrones. Entonces cuando a un átomo neutro se le añaden uno o más electrones se presenta un desprendimiento de energía, conocida como afinidad eléctrica, obteniéndose como resultado la formación de aniones. Aunque la magnitud de dicha energía liberada sólo puede determinarse indirectamente y muy rara vez con gran exactitud, en la tabla periódica la podemos predecir en orden ascendente en un mismo período, de izquierda a derecha, y en un mismo grupo, de abajo hacia arriba. Hay que tener en cuenta, que la adición de un electrón a un metal alcalino es un proceso exotérmico. Puesto que la pérdida de un electrón por ionización es endotérmica (requiere energía) y la ganancia de un electrón es exotérmica (libera energía), en el caso de los metales alcalinos la formación de un ion negativo es energéticamente preferible a la formación de un ion positivo. Esto contradice el dogma que se suele enseñar en los cursos de introducción a la química. Sin embargo, no debemos olvidar que la formación de iones implica una competencia por los electrones de los elementos. Debido a que la formación de un anión de un no metal es más exotérmica (es decir, libera más energía), que la de un metal, son los no metales los que ganan un electrón, en vez de los metales. 2.2.5 Numero de oxidación El número de oxidación es la cantidad de electrones que tiende a ceder o adquirir un átomo en una reacción química con otros átomos para poder -de ésa maneraadquirir cierta estabilidad química. El número de oxidación es positivo si el átomo pierde electrones, o los comparte con un átomo que tenga tendencia a captarlos. Y será negativo cuando el átomo gane electrones, o los comparta con un átomo que tenga tendencia a cederlos. Oxidación: La oxidación es una reacción química donde un metal o un no metal cede electrones, y por tanto aumenta su estado de oxidación. La reacción química opuesta a la oxidación se conoce como reducción, es decir cuando una especie química acepta electrones. Estas dos reacciones siempre se dan juntas, es decir, cuando una sustancia se oxida, siempre es por la acción de otra que se reduce. Una cede electrones y la otra los acepta. Por esta razón, se prefiere el término general de reacciones redox. El oxígeno es el mejor oxidante que existe debido a que la molécula es poco reactiva (por su doble enlace) y sin embargo es muy electronegativo, casi como el flúor. Tipos de oxidación > Oxidación lenta: ocurre casi siempre en los metales a causa del agua o aire, causando su corrosión y pérdida de brillo y otras propiedades características de los metales, desprendiendo cantidades de calor inapreciables; al fundir un metal se acelera la oxidación, pero el calor proviene principalmente de la fuente que derritió el metal y no del proceso químico (una excepción sería el aluminio en la soldadura autógena). > Oxidación rápida: ocurre durante lo que ya sería la combustión, desprendiendo cantidades apreciables de calor, en forma de fuego, y ocurre principalmente en substancias que contienen carbono e hidrógeno, (Hidrocarburos) Combinaciones Cuando el oxígeno se combina con un metal, puede formar o bien óxidos básicos o peróxidos, estos óxidos se caracterizan por ser de tipo básicos. Si se combina el oxígeno con un no metal forma óxidos ácidos también llamados anhídridos y caracterizados por ser de tipo ácido (actúan como ácido). 2.2.6 Electronegatividad La electronegatividad: De un elemento mide su tendencia a atraer hacia sí electrones, cuando está químicamente combinado con otro átomo. Cuanto mayor sea, mayor será su capacidad para atraerlos. Pauling la definió como la capacidad de un átomo en una molécula para atraer electrones hacia así. Sus valores, basados en datos termoquímicos, han sido determinados en una escala arbitraria, denominada escala de Pauling, cuyo valor máximo es 4 que es el valor asignado al flúor, el elemento más electronegativo. El elemento menos electronegativo, el cesio, tiene una electronegatividad de 0,7. La electronegatividad de un átomo en una molécula está relacionada con su potencial de ionización y su electroafinidad. Un átomo con una afinidad electrónica muy negativa y un potencial de ionización elevado, atraerá electrones de otros átomos y además se resistirá a dejar ir sus electrones ante atracciones externas; será muy electronegativo. El método sugerido por el profesor R.S. Mulliken promedia los valores del potencial de ionización y afinidad electrónica de un elemento:XM = 0,0085 (P.I. + A.E.) Variación periódica: Las electronegatividades de los elementos representativos aumentan de izquierda a derecha a lo largo de los periodos y de abajo a arriba dentro de cada grupo. Las variaciones de electronegatividades de los elementos de transición no son tan regulares. En general, las energías de ionización y las electronegatividades son inferiores para los elementos de la zona inferior izquierda de la tabla periódica que para los de la zona superior derecha. El concepto de la electronegatividad es muy útil para conocer el tipo de enlace que originarán dos átomos en su unión: El enlace entre átomos de la misma clase y de la misma electronegatividad es apolar. Cuanto mayor sean las diferencias de electronegatividad entre dos átomos tanto mayor será la densidad electrónica del orbital molecular en las proximidades del átomo más electronegativo. Se origina un enlace polar. Cuando la diferencia de electronegatividades es suficientemente alta, se produce una transferencia completa de electrones, dando lugar a la formación de especies iónicas. 2.3 Aplicación: Impacto económico o ambiental de algunos elementos Los elementos químicos normalmente no se hallan libres en la naturaleza, si no que más bien, bajo la forma de combinaciones. Entre los que se encuentran libres podemos citar: El oxígeno, azufre, carbono, gases raros del aire y otros pocos más. La mayor parte de ellos tienen que obtenerse de sus compuestos, y estos se encuentran en la naturaleza al estado de mezclas más o menos complejas. Los elementos bajo cualquier forma que se presenten están naturalmente distribuidos, ya sea en los minerales o en los organismos vegetales y animales; encontrándose algunos en pequeñas cantidades y otros en proporciones mayores. De acuerdo con el tipo de subnivel que ha sido llenado, los elementos se pueden dividir en categorías: los elementos representativos, los gases nobles, los elementos de transición (o metales de transición), los lantánidos y los actínidos. La clasificación más fundamental de los elementos químicos es en metales y no metales. Los metales se caracterizan por su apariencia brillante, capacidad para cambiar de forma sin romperse (maleables) y una excelente conductividad del calor y la electricidad. Los no metales se caracterizan por carecer de estas propiedades físicas, aunque hay algunas excepciones (por ejemplo, el yodo sólido es brillante; el grafito, es un excelente conductor de la electricidad; y el diamante, es un excelente conductor del calor). Las características químicas son: los metales tienden a perder electrones para formar iones positivos y los no metales tienden a ganar electrones para formar iones negativos. Cuando un metal reacciona con un no metal, suele producirse transferencia de uno o más electrones del primero al segundo. 2.3.1 Abundancia de los elementos en la naturaleza El número de elementos que existen en la naturaleza es de 92 pero pueden añadirse algunos elementos obtenidos artificialmente, que hacen un total de 118, de los cuales los metales representan un 75% y el resto no metales, pero que tienen una gran importancia económica. Los elementos metálicos más comunes son: aluminio, bario, berilio, bismuto, cadmio, calcio, cerio, cromo, cobalto, cobre, oro, iridio, hierro, plomo, litio, magnesio, manganeso, mercurio, molibdeno, níquel, osmio, paladio, platino, potasio, radio, rodio, plata, sodio, tantalio, talio, torio, estaño, titanio, volframio, uranio, vanadio y cinc. La mayor parte de los elementos son sólidos a temperatura ambiente, dos de ellos (mercurio y bromo) son líquidos y el resto son gases. Pocos elementos se encuentran en la naturaleza en estado libre (no combinados), entre ellos el oxígeno, nitrógeno; los gases nobles (helio, neón, argón, kriptón, xenón y radón); azufre, cobre plata y oro. Los más de los elementos se encuentran en la naturaleza combinados con otros elementos formando compuestos. Los átomos de un elemento tienen el mismo número atómico, pero no necesariamente el mismo peso atómico. Los átomos con el mismo número atómico, pero diferentes pesos, se llaman isótopos. Todos los elementos tienen isótopos, aunque en ciertos casos sólo se conocen los isótopos sintéticos. Muchos de los isótopos de los diferentes elementos son inestables, o radiactivos, y por ende se desintegran para forma átomos estables, del mismo elemento o de algún otro. Se cree que los elementos químicos son resultado de la síntesis por procesos de fusión a muy altas temperaturas (en el orden de los 100 000 000ºC o 180 000 000ºF y superiores). La fusión de las partículas nucleares simples (protones y neutrones) lleva primero a núcleos atómicos como el helio y luego a los núcleos más pesados y complejos de los elementos ligeros (litio, boro, berilio y así sucesivamente). Los átomos de helio bombardean a los átomos de elementos ligeros y producen neutrones. Se han sintetizado varios elementos presentes solamente en trazas o ausentes en la naturaleza. Son el tecnecio, prometio, astatinio, francio y todos los elementos con números atómicos superiores a 92. Los elementos transuránicos se descubrieron e investigaron como resultado de sus síntesis en reacciones nucleares. Todos son radiactivos, y con excepción del torio y el uranio, incluso en pequeñas cantidades, deben manejarse con precauciones especiales. El oro, la plata, el cobre y el platino son los más importantes entre los metales, y cada uno de ellos se ha encontrado en ciertas localidades en forma lo suficientemente abundante para que se exploten como si fueran minas. 2.3.2 Elementos de importancia económica Los elementos constituyen un gran sustento económico en el mundo, ya que estos son los que se usan para el desarrollo en los avances de un país brindando muchas aportaciones en diversos campos tales como: la mecánica, metalurgia, joyería, electricidad, bonos, tecnología entre otras cosas. Pero sin duda los mayores aportan dotes son los combustibles y comburentes ya que estos contienen un gran valor en el mercado de países potencia. Combustibles y carburantes. Los combustibles son cuerpos capaces de combinarse con él oxigeno con desprendimiento de calor. Los productos de la combustión son generalmente gaseosos. Por razones prácticas, la combustión no debe ser ni muy rápida ni demasiado lenta. Puede hacerse una distinción entre los combustibles quemados en los hogares y los carburantes utilizados en los motores de explosión; aunque todos los carburantes pueden ser empleados como combustibles, no ocurre lo mismo a la viceversa. Clasificación y utilización de los combustibles: Los distintos combustibles y carburantes utilizados pueden ser: sólidos, líquidos o gaseosos. Combustibles sólidos: carbones naturales y madera Combustibles líquidos: petróleo Combustibles gaseosos: gas natural, butano, propano, hidrogeno, acetileno. Además de los combustibles y carburante existen otros elementos de gran importancia económica mundial tales como: hierro, sodio, potasio, aluminio, cobre, cromo, zinc, bario, níquel, litio, plata, oro etc. Los cuales tienen diversas aplicaciones en el sustento económico, por ejemplo: El hierro y cromo: son usados en la metalurgia (fundición de acero) Aluminio y cobre: electricidad y mecánica. Oro y plata: joyería y monedas. Clasificación de los metales de acuerdo con su distribución en la naturaleza La mayoría de los metales se encuentran en la naturaleza combinados químicamente forma de minerales. Un mineral es una sustancia natural con una composición química característica, que varía sólo dentro de ciertos límites. Un depósito mineral cuya concentración es adecuada para extraer un metal específico, se conoce como mena. En la siguiente tabla se agrupan los principales tipos de minerales además también podemos observar una clasificación de los tipos de minerales además también podemos observar una clasificación de los metales basados en sus minerales. Además de los minerales encontrados en la corteza terrestre, el agua de mar es una rica fuente de algunos iones metálicos. La clasificación se puede realizar atendiendo a muy diversos criterios, desde su proceso de formación en la Naturaleza hasta su tipo de cristalización, pasando por el que se basa en su composición química. Este último es el sistema más empleado y siguiéndolo pueden distinguirse ocho clases principales: Clase I: Elementos Nativos: son minerales que se presentan como elementos aislados, sin combinar con otros. Atendiendo a sus caracteres más generales pueden agruparse en tres apartados: Metales nativos: oro, plata, platino, cobre, plomo, iridio, osmio, hierro y ferroníquel. Entre sus propiedades hay que citar que presentan simetría cúbica, elevada conductividad térmica y eléctrica, brillo típicamente metálico, dureza baja, ductilidad y maleabilidad. Semimetales nativos: Incluyen el arsénico, antimonio, bismuto, selenio y teluro. Los tres primeros cristalizan en el sistema hexagonal, mientras que los dos últimos lo hacen en el trigonal. Presentan un enlace intermedio entre el metálico y el covalente, una fragilidad mayor que la de los metales y una conductividad más baja. No metales nativos: Incluyen el azufre y el carbono, este último en sus dos formas de diamante y grafito. El azufre tiene una dureza y un punto de fusión muy bajos, y cristaliza en el sistema rómbico. El diamante cristaliza en el sistema cúbico, tiene una dureza muy elevada, gran estabilidad química y baja conductividad eléctrica. El grafito cristaliza en el sistema hexagonal, es muy blando y tiene elevada conductividad. 2.3.3 Elementos contaminantes Antimonio: El antimonio se emplea en aleaciones, metal de imprenta, baterías, cerámica y textiles. El envenenamiento se produce por ingestión, inhalación de vapores y principalmente por un gas llamado estibina. Arsénico: Se emplea en venenos para hormigas, insecticidas, pinturas, medicamentos y vidrio. Es uno de los elementos más venenosos que hay, así como sus compuestos, todos sin excepción. Azufre: Principalmente sus óxidos SO2 Y SO3 contaminan el aire y con agua producen la lluvia ácida. Substancias tales como derivados clorados de azufre, sulfatos, ácidos, son corrosivos. El gas H2S es sumamente tóxico y contaminan el aire. El azufre es empleado en algunos medicamentos para la piel. Bromo: Sus vapores contaminan el aire, además sus compuestos derivados son lacrimógenos y venenosos. Cadmio: Metal tóxico que se origina en la refinación del zinc; también proviene de operaciones de electrodeposición y por tanto contamina agua y aire. Contenido en algunos fertilizantes y contamina el suelo. Cloro: Sus vapores contaminan el aire y son corrosivos. Se le emplea en forma de cloratos para blanquear la ropa, para lavados bucales, para cerillos. Los cloratos son solubles en agua y la contaminan además de formar mezclas explosivas con compuestos orgánicos. Cromo: El cromo y sus compuestos son perjudiciales al organismo, pues destruyen todas las células. Se le emplea en síntesis orgánicas y en la industria del acero. Un cromato soluble contamina el agua. Fósforo: El fósforo blanco o amarillo es muy venenoso. El fósforo rojo no lo es, pero se encuentra contaminado por el blanco. Se emplea fósforo, en síntesis, pinturas, fertilizantes, plaguicidas, ocasionando contaminación de aire, suelo y agua. El gas PH3 es muy venenoso y los vapores de compuestos orgánicos fosforados contaminan el aire. Manganeso: Se emplea en la manufactura del acero y de pilas secas. La inhalación de polvos y humos conteniendo manganeso causa envenenamiento. También contamina el agua y atrofia el cerebro. Mercurio: Metal de gran utilidad por ser líquido, pero contamina el agua, aire y causa envenenamiento. Las algas lo absorben, luego los peces y finalmente el hombre. Los granos lo retienen y finalmente el hombre los come. Plomo: El plomo se acumula en el cuerpo conforme se inhala del aire o se ingiere con los alimentos y el agua. La mayor parte del plomo que contamina el aire proviene de las gasolinas para automóviles, pues se requiere para proporcionarle propiedades antidetonantes. Por su uso el organismo se ve afectado de saturnismo. Sus sales son venenosas como el acetato.
