Tabla Periódica Actual

En 1927 Henry Moseley descubre un modo práctico de hallar los números atómicos, se utiliza un criterio para ordenar a los elementos químicos.

Se enunció: “Las propiedades físicas y químicas de los elementos son funciones periódicas de los números atómicos”.

Es decir los elementos están ordenados en función creciente de sus números atómicos. La tabla periódica actual (forma larga) fue diseñada por Werner y es una modificación de la

tabla de Mendeleiev.

Descripción: Los elementos se hallan distribuidos: En 7 filas denominadas (periodos). En 18 columnas o familias, las cuales se ordenan en grupos; 8 grupos A y 8 grupos B.

PERIODOS: Son las filas horizontales, nos indican el último nivel de energía del elemento. Existen 7 periodos o niveles.

Periodo 1, 2 y 3, formados por 2, 8 y 8 elementos respectivamente, son denominados Periodos cortos.

Periodos 4, 5 y 6 son los Periodos largos, el 7º periodo se halla incompleto. Los elementos cuyos números atómicos se hallan comprendidos entre el La (Z= 57) y el Lu

(Z= 71) se llaman Lantánidos. Los elementos con número atómico superior al Ac (Z= 89) se denominan Actínidos. Ellos se encuentran separados en 2 filas de la tabla periódica, con el objeto de no extender

demasiado la figura. Los elementos después del Uranio (Z= 92) se han obtenido en forma artificial del uranio,

denominándose a éstos Trans uránicos.

GRUPOS O FAMILIAS: Son agrupaciones verticales, que nos indican que poseen propiedades químicas semejantes, debido a que poseen los mismos electrones de valencia.

En la tabla periódica están ordenados en grupos A y B.

1) GRUPO A:

Están situados en los extremos de la tabla periódica. Nos indican el número de electrones de la última capa y se representan en números

romanos. Terminan en el subnivel “s” y “p”

1) GRUPO B:

Están situados en la zona central de la tabla periódica. El número de electrones de la última capa, no nos indica el grupo; debido a que la valencia

es variable. La configuración electrónica termina en el subnivel “d”. Los elementos de transición interna, llamados tierras raras: su configuración electrónica

termina en “f”.

Tienen 8 subgrupos. El grupo VIII B tiene 3 casilleros.

Clasificación de los elementos químicos

Los elementos químicos se pueden clasificar en: Metales, no metales, metaloides (anfóteros) y gases nobles.

Metales:

Son buenos conductores del calor y la electricidad. Se oxidan (pierden electrones). Se les denomina también reductores. Son electropositivos. Son sólidos a excepción del mercurio (líquido a temperatura ambiente).

No metales: Son malos conductores del calor y la electricidad. Se reducen (ganan electrones). Se les denomina también oxidantes. Son electronegativos. La mayoría a temperatura ambiente se encuentran en estado sólido. Como gases están N,

O, F, Cl, H y en estado líquido el Br.

Metaloides o anfóteros: Son elementos que tienen propiedades metálicas y no metálicas. Ocupan una región

diagonal que se observa en la tabla periódica (transición entre metal y no metal); entre ellos podemos encontrar al B, Si, Ge, As, Sb, Te, Po.

Gases nobles: Son elementos químicamente estables por tener su última capa 8 e- a excepción del He que

tiene 2 y se representan. n s2 p6 No se combinan con ningún otro elemento. Sólo a temperaturas exigentes el Xe puede

reaccionar. Sus moléculas son monoatómicas.

De acuerdo a su configuración electrónica, los elementos químicos se clasifican en: gases nobles, elementos representativos y elementos de transición.

1. Gases nobles: Son los que se ubican en el extremo derecho de la tabla periódica, en el grupo 0, u VIII A (también 18). Los átomos de estos gases, con excepción del helio, tienen 8 electrones de valencia. Esto significa que el último nivel de energía tiene sus orbitales completos (8 e-), distribuidos según la configuración n s2 p6. Donde "n" representa el nivel de energía más externo.

2. Elementos representativos: Se ubican en los grupos A de la tabla periódica. Estos elementos tienen sus electrones de valencia en los orbitales "s" o "p" y sus configuraciones externas van desde n s1 hasta n s2 p5, excluyendo al 1s2 (helio que corresponde a un gas noble).

3. Elementos de transición: Se sitúan en los grupos B de la tabla periódica. Sus átomos presentan configuraciones más complejas; los electrones de valencia se encuentran en los orbitales "d" o "f".

Elementos:

Hidrógeno – H

Nombre HidrógenoNúmero atómico 1Valencia 1Estado de oxidación +1Electronegatividad 2,1Radio covalente (Å) 0,37Radio iónico (Å) 2,08Radio atómico (Å) -Configuración electrónica 1s1

Primer potencial de ionización (eV) 13,65Masa atómica (g/mol) 1,00797Densidad (g/ml) 0,071Punto de ebullición (ºC) -252,7Punto de fusión (ºC) -259,2Descubridor Boyle en 1671

Primer elemento de la tabla periódica. En condiciones normales es un gas incoloro, inodoro e insípido, compuesto de moléculas diatómicas, H2. El átomo de hidrógeno, símbolo H, consta de un núcleo de unidad de carga positiva y un solo electrón. Tiene número atómico 1 y peso atómico de 1.00797. Es uno de los constituyentes principales del agua y de toda la materia orgánica, y está distribuido de manera amplia no sólo en la Tierra sino en todo el universo. Existen 3 isótopos del

hidrógeno: el protio, de masa 1, que se encuentra en más del 99.98% del elemento natural; el deuterio, de masa 2, que se encuentra en la naturaleza aproximadamente en un 0.02%, y el tritio, de masa 3, que aparece en pequeñas cantidades en la naturaleza, pero que puede producirse artificialmente por medio de varias reacciones nucleares.

Litio – Li

Nombre LitioNúmero atómico 3Valencia 1Estado de oxidación +1Electronegatividad 1,0Radio covalente (Å) 1,34Radio iónico (Å) 0,60Radio atómico (Å) 1,55Configuración electrónica 1s22s1

Primer potencial de ionización (eV) 5,41Masa atómica (g/mol) 6,941Densidad (g/ml) 0,53Punto de ebullición (ºC) 1330Punto de fusión (ºC) 180,5Descubridor George Urbain en

1907El litio encabeza la familia de los metales alcalinos en la tabla periódica. En la naturaleza se encuentra como una mezcla de los isótopos Li6 y Li7. Es el metal sólido más ligero, es blando, de bajo punto de fusión y reactivo. Muchas propiedades físicas y químicas son tan o más parecidas a las de los metales alcalinotérreos que a las de su grupo.

Berilio – BeNombre BerilioNúmero atómico 4Valencia 2Estado de oxidación +2Electronegatividad 1,5Radio covalente (Å) 0,90Radio iónico (Å) 0,31Radio atómico (Å) 1,12Configuración electrónica 1s22s2

Primer potencial de ionización (eV) 9,38Masa atómica (g/mol) 9,0122Densidad (g/ml) 1,85Punto de ebullición (ºC) 2770Punto de fusión (ºC) 1277Descubridor Fredrich Wohler en 1798

El berilio, metal raro, es uno de los metales estructurales más ligeros, su densidad es cerca de la tercera parte de la del aluminio. En la table de arriba se muestran algunas de las propiedades físicas y químicas importantes del berilio. El berilio tiene diversas propiedades poco comunes e incluso únicas.

Sodio – Na

Nombre SodioNúmero atómico 11Valencia 1Estado de oxidación +1Electronegatividad 0,9Radio covalente (Å) 1,54Radio iónico (Å) 0,95Radio atómico (Å) 1,90Configuración electrónica [Ne]3s1

Primer potencial de ionización (eV) 5,14Masa atómica (g/mol) 22,9898Densidad (g/ml) 0,97Punto de ebullición (ºC) 892Punto de fusión (ºC) 97,8Descubridor Sir Humphrey Davy

en 1807

Elemento químico, símbolo Na, número atómico 11 y peso atómico 22.9898. Es un metal suave, reactivo y de bajo punto de fusión, con una densidad relativa de 0.97 a 20ºC (68ºF). Desde el punto de vista comercial, el sodio es el más importante de los metales alcalinos.

El sodio ocupa el sexto lugar por su abundancia entre todos los elementos de la corteza terrestre, que contiene el 2.83% de sodio en sus formas combinadas. El sodio es, después del cloro, el segundo elemento más abundante en solución en el agua de mar. Las sales de sodio más importantes que se encuentran en la naturaleza son el cloruro de sodio (sal de roca), el carbonato de sodio (sosa y trona), el borato de sodio (bórax), el nitrato de sodio (nitrato de Chile) y el sulfato de sodio. Las sales de sodio se encuentran en el agua de mar, lagos salados, lagos alcalinos y manantiales minerales.

Magnesio – Mg

Nombre MagnesioNúmero atómico 12Valencia 2Estado de oxidación +2Electronegatividad 1,2Radio covalente (Å) 1,30Radio iónico (Å) 0,65Radio atómico (Å) 1,60Configuración electrónica [Ne]3s2

Primer potencial de ionización (eV) 7,65

Masa atómica (g/mol) 24,305Densidad (g/ml) 1,74Punto de ebullición (ºC) 1107Punto de fusión (ºC) 650

Descubridor Sir Humphrey Davy en 1808

Elemento químico, metálico, de símbolo Mg, colocado en el grupo IIa del sistema periódico, de número atómico 12, peso atómico 24.312. El magnesio es blanco plateado y muy ligero. Su densidad relativa es de 1.74 y su densidad de 1740 kg/m3 (0.063 lb/in3) o 108.6 lb/ft3). El magnesio se conoce desde hace mucho tiempo como el metal estructural más ligero en la industria, debido a su bajo peso y capacidad para formar aleaciones mecánicamente resistentes.

Los iones magnesio disueltos en el agua forman depósitos en tuberías y calderas cuando el agua es dura, es decir, cuando contiene demasiado magnesio o calcio. Esto se puede evitar con los ablandadores de agua.

Potasio – K

Nombre PotasioNúmero atómico 19Valencia 1Estado de oxidación +1Electronegatividad 0,8Radio covalente (Å) 1,96Radio iónico (Å) 1,33Radio atómico (Å) 2,35Configuración electrónica [Ar]4s1

Primer potencial de ionización (eV) 4,37Masa atómica (g/mol) 39,098Densidad (g/ml) 0,97Punto de ebullición (ºC) 760Punto de fusión (ºC) 97,8Descubridor Sir Davy en 1808

Elemento químico, símbolo K, número atómico 19 y peso atómico 39.098. Ocupa un lugar intermedio dentro de la familia de los metales alcalinos después del sodio y antes del rubidio. Este metal reactivo es ligero y blando. Se parece mucho al sodio en su comportamiento en forma metálica.

El cloruro de potasio se utiliza principalmente en mezclas fertilizantes. Sirve también como material de partida para la manufactura de otros compuestos de potasio (potacio). El hidróxido de potasio se emplea en la manufactura de jabones líquidos y el carbonato de potasio para jabones blandos. El carbonato de potasio es también un material de partida importante en la industria del vidrio. El nitrato de potasio se utiliza en fósforos, fuegos pirotécnicos y en artículos afines que requieren un agente oxidante.

El potasio es un elemento muy abundante y es el séptimo entre todos los elementos de la corteza terrestre; el 2.59% de ella corresponde a potasio en forma combinada. El agua de mar contiene 380 ppm, lo cual significa que el potasio es el sexto más abundante en solución.

Es más reactivo aún que el sodio y reacciona vigorosamente con el oxígeno del aire para formar el monóxido, K2O, y el peróxido, K2O2. En presencia de un exceso de oxígeno, produce fácilmente el superóxido, KO2.

Calcio – CaNombre CalcioNúmero atómico 20Valencia 2Estado de oxidación +2Electronegatividad 1,0Radio covalente (Å) 1,74Radio iónico (Å) 0,99Radio atómico (Å) 1,97Configuración electrónica [Ar]4s2

Primer potencialde ionización (eV)

6,15

Masa atómica (g/mol) 40,08Densidad (g/ml) 1,55Punto de ebullición (ºC) 1440Punto de fusión (ºC) 838Descubridor Sir Humphrey Davy

en 1808Elemento químico, Ca, de número atómico 20; es el quinto elemento y el tercer metal más abundante en la corteza terrestre. Los compuestos de calcio constituyen 3.64% de la corteza terrestre. El metal es trimorfo, más duro que el sodio, pero más blando que el aluminio. Al igual que el berilio y el aluminio, pero a diferencia de los metales alcalinos, no causa quemaduras sobre la piel.

Es menos reactivo químicamente que los metales alcalinos y que los otros metales alcalinotérreos. La distribución del calcio es muy amplia; se encuentra en casi todas las áreas terrestres del mundo. Este elemento es esencial para la vida de las plantas y animales, ya que está presente en el esqueleto de los animales, en los dientes, en la cáscara de los huevos, en el coral y en muchos suelos. El cloruro de calcio se halla en el agua del mar en un 0.15%.

Rubidio – Rb

Nombre RubidioNúmero atómico 37Valencia 1Estado de oxidación +1Electronegatividad 0,8Radio covalente (Å) 2,11Radio iónico (Å) 1,48Radio atómico (Å) 2,48Configuración electrónica [Kr]5s1

Primer potencial de ionización (eV) 4,19

Masa atómica (g/mol) 85,47Densidad (g/ml) 1,53Punto de ebullición (ºC) 688Punto de fusión (ºC) 38,9

Descubridor Robert Wilhem Bunsen and Gustav Robert Kirchhoff en 1861

Elemento químico de símbolo Rb, número atómico 37 y peso atómico 85.47. El rubidio es un metal alcalino, reactivo, ligero y de bajo punto de fusión. La mayor parte de los usos de rubidio metálico y de sus compuestos son los mismos que los del cesio y sus compuestos. El metal se utiliza en la manufactura de tubos de electrones, y las sales en la producción de vidrio y cerámica.

El rubidio es un elemento bastante abundante en la corteza terrestre y está presente hasta en 310 partes por millón (ppm). Por su abundancia ocupa un lugar justamente por debajo del carbono y el cloro y por encima del flúor y del estroncio. El agua de mar contiene 0.2 ppm de rubidio, concentración que (aunque baja) es el doble de la concentración de litio. El rubidio es semejante al cesio y al litio en que está integrado en minerales complejos; no se encuentra en la naturaleza como sales simples de halogenuros, como ocurre con el sodio y el potasio.

Tiene una densidad de 1.53 g/cm3 (95.5 lb/ft3), un punto de fusión de 38.9ºC (102ºF) y un punto de ebullición de 688ºC (1270ºF). Es tan reactivo con oxígeno que puede arder espontáneamente con este elemento puro. El metal pierde el brillo muy rápidamente al aire, forma un recubrimiento de óxido y puede arder. Los óxidos que se producen son una mezcla de Rb 2O, Rb2O2 y RbO2. El metal fundido se inflama espontáneamente al aire.

El rubidio reacciona violentamente con agua o hielo a temperaturas por debajo de –100ºC (-148ºF). Reacciona con hidrógeno para formar un hidruro, uno de los hidruros alcalinos menos estables.

No reacciona con nitrógeno. Con bromo o cloro, el rubidio reacciona vigorosamente con formación de flama. Se pueden preparar compuestos organorrubídicos con técnicas parecidas a las que se utilizan con el sodio y el potasio.

Estroncio – Sr

Nombre EstroncioNúmero atómico 38Valencia 2Estado de oxidación +2Electronegatividad 1,0Radio covalente (Å) 1,92Radio iónico (Å) 1,13Radio atómico (Å) 2,15Configuración electrónica [Kr]5s2

Primer potencial de ionización (eV) 5,73Masa atómica (g/mol) 87,62Densidad (g/ml) 2,6Punto de ebullición (ºC) 1380Punto de fusión (ºC) 768Descubridor A. Crawford en 1790

Elemento químico, símbolo Sr, de número atómico 38 y peso atómico 87.62. El estroncio es el menos abundante de los metales alcalinotérreos. La corteza de la Tierra contiene el 0.042% de

estroncio, y este elemento es tan abundante como el cloro y el azufre. Los principales minerales son la celestita, SrSO4, y la estroncianita, SrCO3.

El nitrato de estrocio se emplea en pirotecnia, señalamiento de vías férreas y en fórmulas de balas trazadoras. El hidróxido de estroncio forma con cierto número de ácidos orgánicos jabones y grasas de estructura estable, resistentes a la oxidación y a la descomposición en una amplia gama de temperaturas. El estroncio es divalente en todos sus compuestos, que son, al igual que el hidróxido, el fluoruro y el sulfato, totalmente solubles. El estroncio es un formador de complejos más débiles que el calcio, formando unos cuantos oxi-complejos débiles con tartratos, citratos, etc.

Cesio – Cs

Nombre CesioNúmero atómico 55Valencia 1Estado de oxidación +1Electronegatividad 0,8Radio covalente (Å) 2,25Radio iónico (Å) 1,69Radio atómico (Å) 2,67Configuración electrónica [Xe]6s1

Primer potencial de ionización (eV) 2,25Masa atómica (g/mol) 132,905Densidad (g/ml) 1,90Punto de ebullición ( ºC) 690Punto de fusión ( ºC) 28,7Descubridor Fustov Kirchhoff en

1860

Elemento químico, Cs, con número atómico 55 y peso atómico de 132.905, el más pesado de los metales alcalinos en el grupo IA de la tabla periódica, a excepción del francio, miembro radiactivo de la familia de los metales alcalinos. El cesio es un metal blando, ligero y de bajo punto de fusión. Es el más reactivo de los metales alcalinos y en realidad es el menos electronegativo y el más reactivo de todos los elementos. El cesio reacciona en forma vigorosa con oxígeno para formar una mezcla de óxidos. En aire húmedo, el calor de oxidación puede ser suficiente para fundir y prender el metal. El cesio no reacciona con nitrógeno para formar nitruros, pero reacciona con el hidrógeno a temperaturas altas para producir un hidruro muy estable; reacciona en forma violenta con el agua y aun con hielo a temperaturas hasta -116ºC (-177ºF) así como con los halógenos, amoniaco y monóxido de carbono. En general, con compuestos orgánicos el cesio experimenta los mismos tipos de reacciones que los otros metales alcalinos, pero es mucho más reactivo.

El cesio no es muy abundante en la corteza terrestre, hay sólo 7 partes por millón (ppm). Al igual que el litio y el rubidio, se encuentra como un constituyente de minerales complejos y no en forma de halogenuros relativamente puros, como en el caso del sodio y potasio. El litio, el rubidio y el cesio con frecuencia se hallan juntos en minerales lepidolíticos como los existentes en Rodesia. El cesio metálico se utiliza en celdas fotoeléctricas, instrumentos espectrográficos, contadores de centelleo, bulbos de radio, lámparas militares de señales infrarrojas y varios aparatos ópticos y de detección.

Los compuestos de cesio se usan en la producción de vidrio y cerámica, como absorbentes en plantas de purificación de dióxido de carbono, como componentes en bulbos de radio y en

microquímica. Las sales de cesio se han utilizado en medicina como agentes antishock después de la administración de drogas de arsénico. El isótopo cesio-137 está sustituyendo al colbalto-60 en el tratamiento del cáncer.

Bario – Ba

Nombre BarioNúmero atómico 56Valencia 2Estado de oxidación +2Electronegatividad 0,9Radio covalente (Å) 1,98Radio iónico (Å) 1,35Radio atómico (Å) 2,22Configuración electrónica [Xe]6s2

Primer potencial de ionización (eV) 5,24

Masa atómica (g/mol) 137,34Densidad (g/ml) 3,5Punto de ebullición (ºC) 1640Punto de fusión (ºC) 714Descubridor Sir Humphrey Davy en

1808

Elemento químico, Ba, con número atómico 56 y peso atómico de 137.34. El bario ocupa el decimoctavo lugar en abundancia en la corteza terrestre, en donde se encuentra en un 0.04%, valor intermedio entre el calcio y el estroncio, los otros metales alcalinotérreos. Los compuestos de bario se obtienen de la minería y por conversión de dos minerales de bario. La barita, o sulfato de bario, es el principal mineral y contiene 65.79% de óxido de bario. La witherita, algunas veces llamada espato pesado, es carbonato de bario y contiene 72% de óxido de bario.

El metal lo aisló por primera vez Sir Humphry Davy en 1808 por electrólisis. En la industria sólo se preparan pequeñas cantidades por reducción de óxido de bario con aluminio en grandes retortas. El metal se utiliza en aleaciones bario-niquel para alambres de bujía (el bario incrementa la capacidad de emisión de la aleación) y en el metal de Frary, que es una aleación de plomo, bario y calcio, que se usa en lugar del metal Babbitt porque puede moldearse.

El metal reacciona con el agua más fácilmente que el estroncio y el calcio, pero menos que el sodio; se oxida con rapidez al aire y forma una película protectora que evita que siga la reacción, pero en aire húmedo puede inflamarse. El metal es lo bastante activo químicamente para reaccionar con la mayor parte de los no metales. El metal es dúctil y maleable; los trozos recién cortados tienen una apariencia gris-blanca lustrosa.

Francio – Fr

Nombre FrancioNúmero atómico 87Valencia 1Estado de oxidación +1

Electronegatividad 0,8Radio covalente (Å) -Radio iónico (Å) 1,76Radio atómico (Å) -Configuración electrónica [Rn]7s1

Primer potencial de ionización (eV) -Masa atómica (g/mol) 223Densidad (g/ml) -Punto de ebullición (ºC) -Punto de fusión (ºC) 27Descubridor Marguerite Derey en

1939

Elemento químico, símbolo Fr, número atómico 87, metal alcalino colocado abajo del cesio en el grupo Ia de la tabla periódica. Se distingue por su inestabilidad nuclear, ya que existe sólo en formas radiactivas de vida corta; el más estable tiene una vida media de 21 minutos. El principal isótopo del francio es el actinio-K, isótopo de masa 223, el cual proviene del decaimiento del actinio radiactivo, de las propiedades conocidas, es muy probable que ninguna forma de vida larga del elemento 87 se encuentre en la naturaleza o sintetizada de manera artificial.

Las propiedades químicas del francio pueden estudiarse sólo a la escala de trazas. El elemento muestra todas las propiedades esperadas de los elementos alcalinos más pesados. Con pocas excepciones, todas las sales del francio son solubles en agua.

Radio – Ra

Nombre RadioNúmero atómico 88Valencia 2Estado de oxidación +2Electronegatividad 0,9Radio covalente (Å) -Radio iónico (Å) 1,40Radio atómico (Å) -Configuración electrónica [Rn]7s2

Primer potencial de ionización (eV) 5,28Masa atómica (g/mol) 226Densidad (g/ml) 5,0Punto de ebullición (ºC) -Punto de fusión (ºC) 700Descubridor Pierre y Marie

Curie en 1898

Elemento químico, símbolo Ra, de número atómico 88. El radio es un elemento radiactivo raro, encontrado en minerales de uranio en proporción de una parte por aproximadamente 3 millones de partes de uranio. Desde el punto de vista químico, el radio es un metal alcalinotérreo y tiene propiedades muy semejantes a las del bario. Biológicamente, el radio se concentra en los huesos al reemplazar al calcio y, tras una irradiación prolongada, causa anemia y neoplasias cancerosas.

Dado que las radiaciones del radio y de sus productos de descomposición destruyen preferentemente los tejidos malignos, el radio se ha utilizado para detener el crecimiento del cáncer.

En su aplicación terapéutica, los compuestos de radio puro se sellan en tubos o agujas; también el radón, producto gaseoso de descomposición del radio, se bombea en tubos pequeños. El empleo del radio en pinturas luminosas para relojes de pared o pulsera y esferas de medida, así como en señales visibles en la oscuridad se basa en su radiación alfa que golpea un tubo de centelleo, como el de sulfuro de zinc.

Se conocen 13 isótopos del radio; todos son radiactivos; cuatro se encuentran en la naturaleza y el resto se produce sintéticamente. Sólo el 226Ra es tecnológicamente importante. Se encuentra ampliamente distribuido en al naturaleza, por lo regular en cantidades mínimas. La fuente más concentrada es la pecblenda (uraninita). Helio – He

Nombre Helio Número atómico 2 Valencia 0 Estado de oxidación - Electronegatividad - Radio covalente (Å) 0,93 Radio iónico (Å) - Radio atómico (Å) - Configuración electrónica 1s2 Primer potencial de ionización (eV) 24,73 Masa atómica (g/mol) 4,0026 Densidad (g/ml) 0,126 Punto de ebullición (ºC) -268,9 Punto de fusión (ºC) -269,7 Descubridor Sir Ramsey en 1895

Elemento químico gaseoso, símbolo He, número atómico 2 y peso atómico de 4.0026. El helio es uno de los gases nobles del grupo O de la tabla periódica. Es el segundo elemento más ligero. La fuente principal de helio del mundo es un grupo de campos de gas natural en los Estados Unidos.

El helio es un gas incoloro, inodoro e insípido. Tiene menor solubilidad en agua que cualquier otro gas. Es el elemento menos reactivo y esencialmente no forma compuestos químicos. La densidad y la viscosidad del vapor de helio son muy bajas. La conductividad térmica y el contenido calórico son excepcionalmente altos. El helio puede licuarse, pero su temperatura de condensación es la más baja de cualquier sustancia conocida.

El helio fue el primer gas de llenado de globos y dirigibles. Esta aplicación continúa en la investigación de alta altitud y para globos meteorológicos. El uso principal del helio lo constituye el gas inerte de protección en soldadura autógena. Boro – B

Nombre BoroNúmero atómico 5

Valencia 3Estado de oxidación +3Electronegatividad 2,0Radio covalente (Å) 0,82Radio iónico (Å) 0,20Radio atómico (Å) 0,98Configuración electrónica 1s22s22p1

Primer potencial de ionización (eV) 8,33Masa atómica (g/mol) 10,811Densidad (g/ml) 2,34Punto de ebullición (ºC) -Punto de fusión (ºC) 2030Descubridores Sir Humphry Davy y

J.L Gay-Lussac en 1808

Elemento químico, B, número atómico 5, peso atómico 10.811. Tiene tres elementos de valencia y se comporta como no metal. Se clasifica como metaloide y es el único elemento no metálico con menos de cuatro electrones en la capa externa. El elemento libre se prepara en forma cristalina o amorfa. La forma cristalina es un sólido quebradizo, muy duro. Es de color negro azabache a gris plateado con brillo metálico. Una forma de boro cristalino es rojo brillante. La forma amorfa es menos densa que la cristalina y es un polvo que va del café castaño al negro. En los compuestos naturales, el boro se encuentra como una mezcla de dos isótopos estables, con pesos atómicos de 10 y 11.

Muchas propiedades del boro no están lo suficientemente establecidas en forma experimental por la pureza discutible de algunas fuentes de boro, las variaciones en los métodos y las temperaturas de preparación.

Carbono – C

Nombre CarbonoNúmero atómico 6Valencia 2,+4,-4Estado de oxidación +4Electronegatividad 2,5Radio covalente (Å) 0,77Radio iónico (Å) 0,15Radio atómico (Å) 0,914Configuración electrónica 1s22s22p2

Primer potencial de ionización (eV) 11,34

Masa atómica (g/mol) 12,01115Densidad (g/ml) 2,26Punto de ebullición (ºC) 4830Punto de fusión (ºC) 3727Descubridor Los antiguos

El carbono es único en la química porque forma un número de compuestos mayor que la suma total de todos los otros elementos combinados.

Con mucho, el grupo más grande de estos compuestos es el constituido por carbono e hidrógeno. Se estima que se conoce un mínimo de 1.000.000 de compuestos orgánicos y este número crece rápidamente cada año. Aunque la clasificación no es rigurosa, el carbono forma otra serie de compuestos considerados como inorgánicos, en un número mucho menor al de los orgánicos.

El carbono elemental existe en dos formas alotrópicas cristalinas bien definidas: diamante y grafito. Otras formas con poca cristalinidad son carbón vegetal, coque y negro de humo. El carbono químicamente puro se prepara por descomposición térmica del azúcar (sacarosa) en ausencia de aire.

Nitrógeno – N

Nombre NitrógenoNúmero atómico 7Valencia 1,2,+3,-3,4,5Estado de oxidación - 3Electronegatividad 3,0Radio covalente (Å) 0,75Radio iónico (Å) 1,71Radio atómico (Å) 0,92Configuración electrónica 1s22s22p3

Primer potencial de ionización (eV) 14,66Masa atómica (g/mol) 14,0067Densidad (g/ml) 0,81Punto de ebullición (ºC) -195,79 ºCPunto de fusión (ºC) -218,8Descubridor Rutherford en

1772

Elemento químico, símbolo N, número atómico 7, peso atómico 14.0067; es un gas en condiciones normales. El nitrógeno molecular es el principal constituyente de la atmósfera ( 78% por volumen de aire seco). Esta concentración es resultado del balance entre la fijación del nitrógeno atmosférico por acción bacteriana, eléctrica (relámpagos) y química (industrial) y su liberación a través de la descomposición de materias orgánicas por bacterias o por combustión. En estado combinado, el nitrógeno se presenta en diversas formas. Es constituyente de todas las proteínas (vegetales y animales), así como también de muchos materiales orgánicos. Su principal fuente mineral es el nitrato de sodio.

Gran parte del interés industrial en el nitrógeno se debe a la importancia de los compuestos nitrogenados en la agricultura y en la industria química; de ahí la importancia de los procesos para convertirlo en otros compuestos. El nitrógeno también se usa para llenar los bulbos de las lámparas incandescentes y cuando se requiere una atmósfera relativamente inerte.

El nitrógeno, consta de dos isótopos, 14N y 15N, en abundancia relativa de 99.635 a 0.365. Además se conocen los isótopos radiactivos 12N, 13N, 16N y 17N, producidos por una variedad de reacciones nucleares. A presión y temperatura normales, el nitrógeno molecular es un gas con una densidad de 1.25046 g por litro.

Oxígeno – O

Nombre OxígenoNúmero atómico 8Valencia 2Estado de oxidación - 2Electronegatividad 3,5Radio covalente (Å) 0,73Radio iónico (Å) 1,40Radio atómico (Å) -Configuración electrónica 1s22s22p4

Primer potencial de ionización (eV) 13,70Masa atómica (g/mol) 15,9994Densidad (kg/m3) 1.429Punto de ebullición (ºC) -183Punto de fusión (ºC) -218,8Descubridor Joseph Priestly

1774

Elemento químico gaseoso, símbolo O, número atómico 8 y peso atómico 15.9994. Es de gran interés por ser el elemento esencial en los procesos de respiración de la mayor parte de las células vivas y en los procesos de combustión. Es el elemento más abundante en la corteza terrestre. Cerca de una quinta parte (en volumen) del aire es oxígeno.

Existen equipos capaces de concentrar el oxígeno del aire. Son los llamados generadores o concentradores de oxígeno, que son los utilizados en los bares de oxígeno.

El oxígeno gaseoso no combinado suele existir en forma de moléculas diatómicas, O2, pero también existe en forma triatómica, O3, llamada ozono.

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

Flúor – F

Nombre FlúorNúmero atómico 9Valencia -1Estado de oxidación -1Electronegatividad 4,0Radio covalente (Å) 0,72Radio iónico (Å) 1,36Radio atómico (Å) -Configuración electrónica 1s22s22p5

Primer potencial de ionización (eV) 17,54Masa atómica (g/mol) 18,9984

Densidad (g/ml) 1,11Punto de ebullición (ºC) -188,2Punto de fusión (ºC) -219,6Descubridor Moissan en

1886

Símbolo F, número atómico 9, miembro de la familia de los halógenos con el número y peso atómicos más bajos. Aunque sólo el isótopo con peso atómico 19 es estable, se han preparado de manera artificial los isótopos radiactivos, con pesos atómicos 17 y 22, el flúor es el elemento más electronegativo, y por un margen importante, el elemento no metálico más energético químicamente.

El flúor reacciona con violencia considerable con la mayor parte de los compuestos que contienen hidrógeno, como el agua, el amoniaco y todas las sustancias orgánicas, sean líquidos, sólidos o gases. La reacción del flúor con el agua es compleja y produce principalmente fluoruro de hidrógeno y oxígeno, así como cantidades menores de peróxido de hidrógeno, difluoruro de oxígeno y ozono.

El flúor desplaza otros elementos no metálicos de sus compuestos, aun aquellos muy cercanos en cuanto a actividad química. Desplaza el cloro del cloruro de sodio y el oxígeno en la sílica, en vidrio y en algunos materiales cerámicos. En ausencia de fluoruro de hidrógeno, el flúor no ataca en forma significativa al cuarzo o al vidrio, ni aun después de varias horas a temperaturas hasta de 200ºC (390ºF). El flúor es un elemento muy tóxico y reactivo. Muchos de sus compuestos, en especial los inorgánicos, son también tóxicos y pueden causar quemaduras severas y profundas. Hay que tener cuidado para prevenir que líquidos o vapores entren en contacto con la piel y los ojos.

Neón – Ne

Nombre NeónNúmero atómico 10Valencia 0Estado de oxidación -Electronegatividad -Radio covalente (Å) 1,31Radio iónico (Å) -Radio atómico (Å) -Configuración electrónica 1s22s22p6

Primer potencial de ionización (eV) 21,68Masa atómica (g/mol) 20,179Densidad (g/ml) 1,20Punto de ebullición (ºC) -246Punto de fusión (ºC) -248,6Descubridor Sir Ramsay

en 1898

Elemento químico gaseoso, símbolo Ne, con número atómico 10 y peso atómico 20.179. El neón es miembro de la familia de los gases nobles. La única fuente comercial del neón es la atmósfera terrestre, aunque se encuentran pequeñas cantidades de neón en el gas natural, en los minerales y en los meteoritos.

Se usan cantidades considerables de neón en la investigación física de alta energía. Las cámaras de centelleo con que se detecta el paso de partículas nucleares se llenan de neón. El neón líquido

puede utilizarse como un refrigerante en el intervalo de 25-40 K (-416 a -387ºF). También se utiliza en algunos tipos de tubos electrónicos, contadores Geiger-Müller, en lámparas probadoras de corriente eléctrica de alto voltaje. Con baja potencia eléctrica se produce luz visible en lámparas incandescentes de neón; tales lámparas son económicas y se usan como luces nocturnas y de seguridad.

El neón es incoloro, inodoro e insípido; es gas en condiciones normales. El neón no forma ningún compuesto químico en el sentido general de la palabra; hay solamente un átomo en cada molécula de gas neón.

Aluminio – Al

Nombre AluminioNúmero atómico 13Valencia 3Estado de oxidación +3Electronegatividad 1,5Radio covalente (Å) 1,18Radio iónico (Å) 0,50Radio atómico (Å) 1,43Configuración electrónica [Ne]3s23p1

Primer potencial de ionización (eV) 6,00Masa atómica (g/mol) 26,9815Densidad (g/ml) 2,70Punto de ebullición (ºC) 2450Punto de fusión (ºC) 660Descubridor Hans Christian

Oersted en 1825

Elemento químico metálico, de símbolo Al, número atómico 13, peso atómico 26.9815, que pertenece al grupo IIIA del sistema periódico. El aluminio puro es blando y tiene poca resistencia mecánica, pero puede formar aleaciones con otros elementos para aumentar su resistencia y adquirir varias propiedades útiles. Las aleaciones de aluminio son ligeras, fuertes, y de fácil formación para muchos procesos de metalistería; son fáciles de ensamblar, fundir o maquinar y aceptan gran variedad de acabados. Por sus propiedades físicas, químicas y metalúrgicas, el aluminio se ha convertido en el metal no ferroso de mayor uso.

El aluminio es el elemento metálico más abundante en la Tierra y en la Luna, pero nunca se encuentra en forma libre en la naturaleza. Se halla ampliamente distribuido en las plantas y en casi todas las rocas, sobre todo en las ígneas, que contienen aluminio en forma de minerales de alúmino silicato. Cuando estos minerales se disuelven, según las condiciones químicas, es posible precipitar el aluminio en forma de arcillas minerales, hidróxidos de aluminio o ambos. En esas condiciones se forman las bauxitas que sirven de materia prima fundamental en la producción de aluminio.

El aluminio es un metal plateado con una densidad de 2.70 g/cm3 a 20ºC (1.56 oz/in3 a 68ºF). El que existe en la naturaleza consta de un solo isótopo, 27

13Al. El aluminio cristaliza en una estructura cúbica centrada en las caras, con lados de longitud de 4.0495 angstroms. (0.40495 nanómetros). El aluminio se conoce por su alta conductividad eléctrica y térmica, lo mismo que por su gran reflectividad.

La configuración electrónica del elemento es 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1. El aluminio muestra una valencia de 3+ en todos sus compuestos, exceptuadas unas cuantas especies monovalentes y divalentes gaseosas a altas temperaturas.

Silicio – Si

Nombre SilicioNúmero atómico 14Valencia 4Estado de oxidación +4Electronegatividad 1,8Radio covalente (Å) 1,11Radio iónico (Å) 0,41Radio atómico (Å) 1,32Configuración electrónica [Ne]3s23p2

Primer potencial de ionización (eV) 8,15Masa atómica (g/mol) 28,086Densidad (g/ml) 2,33Punto de ebullición (ºC) 2680Punto de fusión (ºC) 1410Descubridor Jons Berzelius

en 1823

Símbolo Si, número atómico 14 y peso atómico 28.086. El silicio es el elemento electropositivo más abundante de la corteza terrestre. Es un metaloide con marcado lustre metálico y sumamente quebradizo. Por lo regular, es tetravalente en sus compuestos, aunque algunas veces es divalente, y es netamente electropositivo en su comportamiento químico. Además, se conocen compuestos de silicio pentacoordinados y hexacoordinados.

El silicio elemental crudo y sus compuestos intermetálicos se emplean como integrantes de aleaciones para dar mayor resistencia al aluminio, magnesio, cobre y otros metales. el silicio metalúrgico con pureza del 98-99% se utiliza como materia prima en la manufactura de compuestos organosilícicos y resinas de silicona, elastómeros y aceites. Los chips de silicio se emplean en circuitos integrados. Las células fotovoltaicas para la conversión directa de energía solar en eléctrica utilizan obleas cortadas de cristales simples de silicio de grado electrónico. El dióxido de silicio se emplea como materia prima para producir silicio elemental y carburo de silicio. Los cristales grandes de silicio se utilizan para cristales piezoeléctricos. Las arenas de cuarzo fundido se transforman en vidrios de silicio que se usan en los laboratorios y plantas químicas, así como en aislantes eléctricos. Se emplea una dispersión coloidal de silicio en agua como agente de recubrimiento y como ingrediente de ciertos esmaltes.

El silicio natural contiene 92.2% del isótopo de masa número 28, 4.7% de silicio-29 y 3.1% de silicio-30. Además de estos isótopos naturales estables, se conocen varios isótopos radiactivos artificiales. El silicio elemental tiene las propiedades físicas de los metaloides, parecidas a las del germanio, situado debajo de él en el grupo IV de la tabla periódica. En su forma más pura, el silicio es un semiconductor intrínseco, aunque la intensidad de su semiconducción se ve enormemente incrementada al introducir pequeñas cantidades de impurezas. El silicio se parece a los metales en su comportamiento químico.

Fósforo – P

Nombre FósforoNúmero atómico 15Valencia +3,-3,5,4Estado de oxidación +5Electronegatividad 2,1Radio covalente (Å) 1,06Radio iónico (Å) 0,34Radio atómico (Å) 1,28Configuración electrónica [Ne]3s23p3

Primer potencial de ionización (eV) 11,00Masa atómica (g/mol) 30,9738Densidad (g/ml) 1,82Punto de ebullición (ºC) 280Punto de fusión (ºC) 44,2Descubridor Hennig Brandt

en 1669

Símbolo P, número atómico 15, peso atómico 30.9738. El fósforo forma la base de gran número de compuestos, de los cuales los más importantes son los fosfatos. En todas las formas de vida, los fosfatos desempeñan un papel esencial en los procesos de transferencia de energía, como el metabolismo, la fotosíntesis, la función nerviosa y la acción muscular. Los ácidos nucleicos, que entre otras cosas forman el material hereditario (los cromosomas), son fosfatos, así como cierto número de coenzimas. Los esqueletos de los animales están formados por fosfato de calcio.

Cerca de tres cuartas partes del fósforo total (en todas sus formas químicas) se emplean en Estados Unidos como fertilizantes. Otras aplicaciones importantes son como relleno de detergentes, nutrientes suplementarios en alimentos para animales, ablandadores de agua, aditivos para alimentos y fármacos, agentes de revestimiento en el tratamiento de superficies metálicas, aditivos en metalurgia, plastificantes, insecticidas y aditivos de productos petroleros.

De casi 200 fosfatos minerales diferentes, sólo uno, la fluoropatita, Ca5F(PO4)3, se extrae esencialmente de grandes depósitos secundarios originados en los huesos de animales y que se hallan en el fondo de mares prehistóricos, y de los guanos depositados sobre rocas antiguas.

La investigación de la química del fósforo indica que pueden existir tantos compuestos basados en el fósforo como los de carbono. En química orgánica se acostumbra agrupar varios compuestos químicos dentro de familias llamadas series homólogas.

Azufre – S

Nombre AzufreNúmero atómico 16Valencia +2,2,4,6Estado de oxidación -2Electronegatividad 2,5Radio covalente (Å) 1,02Radio iónico (Å) 1,84Radio atómico (Å) 1,27Configuración electrónica [Ne]3s23p4

Primer potencial de ionización (eV) 10,36Masa atómica (g/mol) 32,064Densidad (g/ml) 2,07Punto de ebullición (ºC) 444,6Punto de fusión (ºC) 119,0Descubridor Los antiguos

Elemento químico, S, de número atómico 16. Los isótopos estables conocidos y sus porcentajes aproximados de abundancia en el azufre natural son éstos: 32S (95.1%); 33S (0.74%); 34S (4.2%) y 36S (0.016%). La proporción del azufre en la corteza terrestre es de 0.03-0.1%. Con frecuencia se encuentra como elemento libre cerca de las regiones volvánicas (depósitos impuros).

Propiedades: Los alótropos del azufre (diferentes formas cristalinas) han sido estudiados ampliamente, pero hasta ahora las diversas modificaciones en las cuales existen para cada estado (gas, líquido y sólido) del azufre elemental no se han dilucidado por completo.

Cloro – Cl

Nombre CloroNúmero atómico 17Valencia +1,-1,3,5,7Estado de oxidación -1Electronegatividad 3.0Radio covalente (Å) 0,99Radio iónico (Å) 1,81Radio atómico (Å) -Configuración electrónica [Ne]3s23p5

Primer potencial de ionización (eV) 13,01Masa atómica (g/mol) 35,453Densidad (g/ml) 1,56Punto de ebullición (ºC) -34,7Punto de fusión (ºC) -101,0Descubridor Carl Wilhelm

Scheele en 1774

Elemento químico, símbolo Cl, de número atómico 17 y peso atómico 35.453. El cloro existe como un gas amarillo-verdoso a temperaturas y presiones ordinarias. Es el segundo en reactividad entre los halógenos, sólo después del flúor, y de aquí que se encuentre libre en la naturaleza sólo a las temperaturas elevadas de los gases volcánicos. Se estima que 0.045% de la corteza terrestre es cloro. Se combina con metales, no metales y materiales orgánicos para formar cientos de compuestos.

Propiedades: El cloro presente en la naturaleza se forma de los isótopos estables de masa 35 y 37; se han preparado artificialmente isótopos radiactivos. El gas diatómico tiene un peso molecular de 70.906. El punto de ebullición del cloro líquido (de color amarillo-oro) es –34.05ºC a 760 mm de Hg (101.325 kilopascales) y el punto de fusión del cloro sólido es –100.98ºC. La temperatura crítica es de 144ºC; la presión crítica es 76.1 atm (7.71 megapascales); el volumen crítico es de 1.745 ml/g, y la densidad en el punto crítico es de 0.573 g/ml. Las propiedades termodinámicas incluyen el calor

de sublimación, que es de 7370 (+-) 10 cal/mol a OK; el calor de vaporización , de 4878 (+-) 4 cal/mol; a –34.05ºC; el calor de fusión, de 1531 cal/mol; la capacidad calorífica, de 7.99 cal/mol a 1 atm (101.325 kilopascales) y 0ºC, y 8.2 a 100ºC.

El cloro es uno de los cuatro elementos químicos estrechamente relacionados que han sido llamados halógenos. El flúor es el más activo químicamente; el yodo y el bromo son menos activos. El cloro reemplaza al yodo y al bromo de sus sales. Interviene en reacciones de sustitución o de adición tanto con materiales orgánicos como inorgánicos. El cloro seco es algo inerte, pero húmedo se combina directamente con la mayor parte de los elementos.

Argón – Ar

Nombre ArgónNúmero atómico 18Valencia 0Estado de oxidación -Electronegatividad -Radio covalente (Å) 1,74Radio iónico (Å) -Radio atómico (Å) -Configuración electrónica [Ne]3s23p6

Primer potencial de ionización (eV) 15,80Masa atómica (g/mol) 39,948Densidad (g/ml) 1,40Punto de ebullición (ºC) -185,8Punto de fusión (ºC) -189,4Descubridor Sir Ramsay en

1894

Elemento químico con símbolo Ar, número atómico 15 y peso atómico 39.948. El argón es el tercer miembro del grupo 0 en la tabla periódica. Los elementos gaseosos de este grupo se llaman gases nobles, inertes o raros, aunque en realidad el argón no es raro. La atmósfera de la Tierra es la única fuente de argón; sin embargo, se encuentran trazas de este gas en minerales y meteoritos. El argón constituye el 0.934% del volumen de la atmósfera de la Tierra. De él, el 99.6% es el isótopo de argón-40; el restante es argón-36 y argón-38. Existe evidencia de que todo el argón-40 del aire se produjo por la descomposición radiactiva del radioisótopo potasio-40.

El argón es incoloro, inodoro e insípido. En condiciones normales es un gas pero puede licuarse y solidificarse con facilidad. El argón no forma compuestos químicos en el sentido normal de la palabra, aunque forma algunos compuestos clatratos débilmente enlazados con agua, hidroquinona y fenol. Las moléculas de argón gaseoso son monoatómicas.

Galio – Ga

Nombre GalioNúmero atómico 31Valencia 3Estado de oxidación +3Electronegatividad 1,6Radio covalente (Å) 1,26

Radio iónico (Å) 0,62Radio atómico (Å) 1,41Configuración electrónica [Ar]3d104s24p1

Primer potencial de ionización (eV) 6,02Masa atómica (g/mol) 69,72Densidad (g/ml) 5,91Punto de ebullición (ºC) 2237Punto de fusión (ºC) 29,8

Elemento químico, símbolo Ga, número atómico 31 y peso atómico 69.72. lo descubrió Lecoq de Boisbaudran en Francia en 1875. Tiene un gran intervalo de temperatura en el estado líquido, y se ha recomendado su uso en termómetros de alta temperatura y manómetros. En aleación con plata y estañó, el galio suple en forma adecuada la amalgama en curaciones dentales; también sirve para soldar materiales no metálicos, incluyendo gemas o amtales. El arseniuro de galio puede utilizarse en sistemas para transformar movimiento mecánico en impulsos eléctricos. Los artículos sintéticos superconductores pueden prepararse por la fabricación de matrices porosas de vanadio o tántalo impregnados con hidruro de galio. El galio ha dado excelentes resultados como semiconductor para uso en rectificadores, transistores, fotoconductores, fuentes de luz, diodos láser o máser y aparatos de refrigeración.

El galio sólido parece gris azulado cuando se expone a la atmósfera. El galio líquido es blanco plateado, con una superficie reflejante brillante. Su punto de congelación es más bajo que el de cualquier metal con excepción del mercurio (-39ºC o -38ºF) y el cesio (28.5ºC u 83.3ºF).

El galio es semejante químicamente al aluminio. Es anfótero, pero poco más ácido que el aluminio. La valencia normal del galio es 3+ y forma hidróxidos, óxidos y sales. El galio funde al contacto con el aire cuando se calienta a 500ºC (930ºF). Reacciona vigorosamente con agua hirviendo, pero ligeramente con agua a temperatura ambiente. Las sales de galio son incoloras; se preparan de manera directa a partir del metal, dado que la purificación de éste es más simple que la de sus sales.

El galio forma aleaciones eutécticas de bajo punto de fusión con varios metales, y compuestos intermetálicos con muchos otros. Todo el aluminio contiene cantidades pequeñas de galio, como impureza inofensiva, pero la penetración intergranular de grandes cantidades a 30ºC causa fallas catastróficas.

Germanio – Ge

Nombre GermanioNúmero atómico 32Valencia 4Estado de oxidación +4Electronegatividad 1,8Radio covalente (Å) 1,22Radio iónico (Å) 0,53Radio atómico (Å) 1,37Configuración electrónica [Ar]3d104s24p2

Primer potencial de ionización (eV) 8,16Masa atómica (g/mol) 72,59Densidad (g/ml) 5,32

Punto de ebullición (ºC) 2830Punto de fusión (ºC) 937,4Descubridor Clemens Winkler

1886

Elemento químico, metálico, gris plata, quebradizo, símbolo Ge, número atómico 32, peso atómico 72.59, punto de fusión 937.4ºC (1719ºF) y punto de ebullición 2830ºC (5130ºF), con propiedades entre el silicio y estaño. El germanio se encuentra muy distribuido en la corteza terrestre con una abundancia de 6.7 partes por millon (ppm). El germanio se halla como sulfuro o está asociado a los sulfuros minerales de otros elementos, en particular con los del cobre, zinc, plomo, estaño y antimonio.

El germanio tiene una apariencia metálica, pero exhibe las propiedades físicas y químicas de un metal sólo en condiciones especiales, dado que está localizado en la tabla periódica en donde ocurre la transición de metales a no metales. A temperatura ambiente hay poca indicación de flujo plástico y, en consecuencia, se comporta como un material quebradizo.El germanio es divalente o tetravalente. Los compuestos divalentes (óxido, sulfuro y los halogenuros) se oxidan o reducen con facilidad. Los compuestos tetravalentes son más estables. Los compuestos organogermánicos son numerosos y, en este aspecto, el germanio se parece al silicio. El interés en los compuestos organogermánicos se centra en su acción biológica. El germanio y sus derivados parecen tener una toxicidad menor en los mamíferos que los compuestos de estaño o plomo.

Arsénico – As

Nombre ArsénicoNúmero atómico 33Valencia +3,-3,5Estado de oxidación +5Electronegatividad 2,1Radio covalente (Å) 1,19Radio iónico (Å) 0,47Radio atómico (Å) 1,39Configuración electrónica [Ar]3d104s24p3

Potencial primero de ionización (eV) 10,08

Masa atómica (g/mol) 74,922Densidad (g/ml) 5,72Punto de ebullición (ºC) 613Punto de fusión (ºC) 817Descubridor Los antiguos

Elemento químico, cuyo símbolo es As y su número atómico, 33. El arsénico se encuentra distribuido ampliamente en la naturaleza (cerca de 5 x 10-4% de la corteza terrestre). Es uno de los 22 elementos conocidos que se componen de un solo nucleido estable, 75

33As; el peso atómico es de 74.922. Se conocen otros 17 nucleidos radiactivos de As.

Existen tres alótropos o modificaciones polimórficas del arsénico. La forma a cúbica de color amarillo se obtiene por condensación del vapor a muy bajas temperaturas. La b polimórfica negra, que es

isoestructural con el fósforo negro. Ambas revierten a la forma más estable, la l , gris o metálica, del arsénico romboédrico, al calentarlas o por exposición a la luz. La forma metálica es un conductor térmico y eléctrico moderado, quebradizo, fácil de romper y de baja ductibilidad.

Selenio – Se

Nombre SelenioNúmero atómico 34Valencia +2,-2,4,6Estado de oxidación -2Electronegatividad 2,4Radio covalente (Å) 1,16Radio iónico (Å) 1,98Radio atómico (Å) 1,40Configuración electrónica [Ar]3d104s24p4

Primer potencial de ionización (eV) 9,82Masa atómica (g/mol) 78,96Densidad (g/ml) 4,79Punto de ebullición (ºC) 685Punto de fusión (ºC) 217Descubridor Jons Berzelius

1817

Elemento químico, símbolo Se, número atómico 34 y peso atómico 78.96. Sus propiedades son semejantes a las del telurio. La abundancia de este elemento, ampliamente distribuido en la corteza terrestre, se estima aproximadamente en 7 x 10-5% por peso, encontrándose en forma de seleniuros de elementos pesados y, en menor cantidad, como elemento libre en asociación con azufre elemental. Sus minerales no se encuentran en suficiente cantidad para tener utilidad, como fuente comercial del elemento, y por ello los minerales de sulfuro de cobre seleníferos son los que representan la fuente primaria.

Los empleos más importantes del selenio son el proceso de fotocopiado xerográfico, la decoloración de vidrios teñidos por compuestos de hierro, y también se usa como pigmento en plásticos, pinturas, barnices, vidrio y cerámica y tintas. Su utilización en rectificadores ha disminuido por el mayor empleo del silicio y el germanio en esta aplicación. El selenio se emplea también en exposímetros fotográficos y como aditivo metalúrgico que mejora la capacidad de ciertos aceros para ser maquinados.

Bromo – Br

Nombre BromoNúmero atómico 35Valencia +1,-1,3,5,7Estado de oxidación -1Electronegatividad 2,8Radio covalente (Å) 1,14Radio iónico (Å) 1,95Radio atómico (Å) -Configuración electrónica [Ar]3d104s24p5

Primer potencial de ionización (eV) 11,91

Masa atómica (g/mol) 79,909Densidad (g/ml) 3,12Punto de ebullición (ºC) 58Punto de fusión (ºC) -7,2Descubridor Anthoine Balard

en 1826Elemento químico, Br, número atómico 35 y peso atómico 79.909, por lo común existe como Br2; líquido de olor intenso e irritante, rojo oscuro y de bajo punto de ebullición, pero de alta densidad. Es el único elemento no metálico líquido a temperatura y presión normales. Es muy reactivo químicamente; elemento del grupo de los halógenos, sus propiedades son intermedias entre las del cloro y las del yodo.

Los estados de valencia más estables de las sales de bromo son 1- y 5+, aunque también se conocen 1+, 3+ y 7+. Dentro de amplios límites de temperatura y presión, las moléculas en el líquido y el vapor son diatómicas Br2, con un peso molecular de 159.818. Hay dos isótopos estables (79Br y 81Br) que existen en la naturaleza en proporciones casi idénticas, de modo que el peso atómico es de 79.909. Se conocen también varios radioisótopos. La solubilidad del bromo en agua a 20ºC (68ºF) es de 3.38 a/100 g (3.38 oz/100 oz) de solución, pero ésta se incrementa fuertemente en presencia de sus sales y de ácido bromhídrico. La capacidad de este elemento inorgánico para disolverse en disolventes orgánicos es de importancia considerable en sus reacciones. A pesar de que la corteza terrestre contiene de 1015 a 1016 toneladas de bromo, el elemento está distribuido en forma amplia y se encuentra en concentraciones bajas en forma de sales. La mayor parte del bromo recuperable se halla en la hidrosfera. El agua de mar contiene en promedio 65 partes por millón (ppm) de bromo. Las otras fuentes principales en Estados Unidos son salmueras subterráneas y lagos salados, con producción comercial en Michigan, Arkansas y California.

Kriptón – Kr

Nombre KriptónNúmero atómico 36Valencia 0Estado de oxidación -

Electronegatividad -Radio covalente (Å) 1,89Radio iónico (Å) -Radio atómico (Å) -Configuración electrónica [Ar]3d104s24p6

Primer potencial de ionización (eV) 14,09Masa atómica (g/mol) 83,80Densidad (g/ml) 2,6Punto de ebullición (ºC) -152Punto de fusión (ºC) -157,3Descubridor Sir Ramsay en

1898

Elemento químico gaseoso, símbolo Kr, número atómico 36 y peso atómico 83.80. El kriptón es uno de los gases nobles. Es un gas incoloro, inodoro e insípido. Su principal aplicación es el llenado de

lámparas eléctricas y aparatos electrónicos de varios tipos. Se utilizan ampliamente mezclas de kriptón-argón para llenar lámparas fluorescentes.

La única fuente comercial de kriptón estable es el aire, aunque se encuentran trazas en minerales y meteoritos. Una mezcla de isótopos estables y radiactivos de kriptón se produce en reactores nucleares a partir de uranio por fisión de neutrones, lenta. Se estima que aproximadamente 2 x 10 -

8% del peso de la Tierra es kriptón. El kriptón se encuentra también fuera de nuestro planeta.Indio – In

Nombre IndioNúmero atómico 49Valencia 3Estado de oxidación +3

Electronegatividad 1,7Radio covalente (Å) 1,44Radio iónico (Å) 0,81Radio atómico (Å) 1,66Configuración electrónica [Kr]4d105s25p1

Primer potencial de ionización (eV) 5,80Masa atómica (g/mol) 114,82Densidad (g/ml) 7,31Punto de ebullición (ºC) 2000Punto de fusión (ºC) 156,2Descubridor Ferdinand

Reich 1863

Elemento químico de símbolo In, de número atómico 49, el indio tiene un número atómico relativo de 114.82. Se encuentra aproximadamente en un 0.000001% en la corteza terrestre y normalmente en concentraciones de 0.1% o menores. Se halla distribuido ampliamente en muchas minas y minerales y se recobra en gran parte de los conductos de polvo y residuos de las operaciones de procesamiento de zinc.

El indio se utiliza para soldar alambre de plomo a transistores de germanio y como componente de los semiconductores intermetálicos empleados en los transistores de germanio. El arseniuro de indio, antimoniuro y fosfuro son semiconductores con propiedades especiales. Otros usos del indio se encuentran en la producción de recubrimientos para reducir la corrosión y el desgaste, en las aleaciones para sellado de vidrio y en las aleaciones dentales.

Estaño – Sn

Nombre EstañoNúmero atómico 50Valencia 2,4Estado de oxidación +4

Electronegatividad 1,8Radio covalente (Å) 1,41Radio iónico (Å) 0,71Radio atómico (Å) 1,62Configuración electrónica [Kr]4d105s25p2

Primer potencial de ionización (eV) 7,37Masa atómica (g/mol) 118,69Densidad (g/ml) 7,30Punto de ebullición (ºC) 2270

Punto de fusión (ºC) 231,9Descubridores Los antiguos

Elemento químico, de símbolo Sn, número atómico 50 y peso atómico 118.69. Forma compuesto de estaño(II) o estañoso(Sn2+) y estaño(IV) o estánico (Sn4+), así como sales complejas del tipo estanito (M2SnX4) y estanato (M2SnX6).

Se funde a baja temperatura; tiene gran fluidez cuando se funde y posee un punto de ebullición alto. es suave, flexible y resistente a la corrosión en muchos medios. Una aplicación importante es el recubrimiento de envases de acero para conservar alimentos y bebidas. Otros empleos importantes son: aleaciones para soldar, bronces, pletres y aleaciones industriales diversas. Los productos químicos de estaño, tanto inorgánicos como orgánicos, se utilizan mucho en las industrias de galvanoplastia, cerámica y plásticos, y en la agricultura.

El mineral del estaño más importante es la casiterita, SnO2. No se conocen depósitos de alta calidad de este mineral. La mayor parte del mineral de estaño del mundo se obtiene de depósitos aluviales de baja calidad.