Introducción a la
Química – Quinto Primera – EGEOR
EJE TEMATICO 0 – INTRODUCCION Y REPASO
Tema 2: Elementos químicos y Tabla
periódica
1. Estructura atómica
Antecedentes históricos
En el siglo V a.C.,
Leucipo pensaba que sólo había un tipo de materia. Sostenía, además, que si
dividíamos la materia en partes cada vez más pequeñas, acabaríamos encontrando
una porción que no se podría seguir dividiendo. Un discípulo suyo, Demócrito, bautizó
a estas partes indivisibles de materia con el nombre de átomos, término que en
griego significa “que no se puede dividir”.
La teoría de Demócrito y
Leucipo, en el siglo V antes de Cristo era, sobre todo, una teoría filosófica,
sin base experimental. Y no pasó de ahí hasta el siglo XIX.
En 1808, John Dalton
publicó su teoría atómica, que retomaba las antiguas ideas de Leucipo y
Demócrito.
Esta teoría establece
que:
1.- La materia está
formada por minúsculas partículas indivisibles llamadas ÁTOMOS.
2.- Los átomos de un
mismo elemento químico son todos iguales entre sí y diferentes a los demás
átomos de los demás elementos.
3.- Los compuestos se forman al unirse los
átomos de dos o más elementos en proporciones constantes y sencillas.
4.- En las reacciones
químicas los átomos se intercambian; pero, ninguno de ellos desaparece ni se
transforma.
El electrón
Al estudiar los fenómenos
eléctricos se llegó a la conclusión de que la teoría de Dalton era errónea y,
por tanto, debían existir partículas más pequeñas que el átomo, que serían las
responsables del comportamiento eléctrico de la materia.
El físico J. J. Thompson
realizó experiencias en tubos de descarga de gases (Tubos de vidrio que contenían
un gas a muy baja presión y un polo positivo (ánodo) y otro negativo (cátodo)
por donde se hacía pasar una corriente eléctrica con un elevado voltaje).
Observó que se emitían unos rayos desde el polo negativo hacia el positivo, los
llamó rayos catódicos.
Al estudiar las
partículas que formaban estos rayos se observó que eran las mismas siempre,
cualquiera que fuese el gas del interior del tubo. Por tanto, en el interior de
todos los átomos existían una o más partículas con carga negativa llamadas
electrones.
El protón
El físico alemán E.
Goldstein realizó algunos experimentos con un tubo de rayos catódicos con el
cátodo perforado. Observó unos rayos que atravesaban al cátodo en sentido
contrario a los rayos catódicos. Recibieron el nombre de rayos canales. El
estudio de estos rayos determinó que estaban formados por partículas de carga
positiva y que tenían una masa distinta según cual fuera el gas que estaba
encerrado en el tubo. Esto aclaró que las partículas salían del seno del gas y
no del electrodo positivo.
Al experimentar con
hidrógeno se consiguió aislar la partícula elemental positiva o protón, cuya
carga es la misma que la del electrón pero positiva y su masa es 1837 veces mayor.
El neutrón
Mediante diversos
experimentos se comprobó que la masa de protones y electrones no coincidía con
la masa total del átomo; por tanto, el físico E. Rutherford supuso que tenía
que haber otro tipo de partícula subatómica en el núcleo de los átomos.
Estas partículas se
descubrieron en 1932 por el físico J. Chadwick. Al no tener carga eléctrica
recibieron el nombre de neutrones. El hecho de no tener carga eléctrica hizo
muy difícil su descubrimiento.
Los neutrones son
partículas sin carga y de masa algo mayor que la masa de un protón.
Identificación de átomos
La identidad de un átomo
y sus propiedades vienen dadas por el número de partículas que contiene. Lo que
distingue a unos elementos químicos de otros es el número de protones que
tienen sus átomos en el núcleo. Este número se llama Número atómico y se
representa con la letra Z. Se coloca como subíndice a la izquierda del símbolo
del elemento correspondiente.
El Número másico nos
indica el número total de partículas que hay en el núcleo, es decir, la suma de
protones y neutrones. Se representa con la letra A y se sitúa como superíndice
a la izquierda del símbolo del elemento. Representa la masa del átomo medida en uma (unidad de masa atómica), ya que la de
los electrones es tan pequeña que puede despreciarse.
El símbolo tiene número
atómico Z = 1. Por tanto, quiere decir que ese átomo tiene 1 protón en el
núcleo. Es Hidrógeno.
El símbolo tiene número
másico A = 2. Por tanto, quiere decir que ese átomo tiene 2 partículas en el núcleo,
entre protones y neutrones. Como Z = 1, tiene 1 protón y A – Z = 2 - 1 = 1
neutrón.
El número atómico nos
indica también el número de electrones que tiene el átomo en su corteza (si es
neutro). En este caso, en la parte superior derecha no aparece ninguna carga,
por ello es neutro y tiene el mismo
número de protones que de electrones: 1 electrón.
Un catión es un átomo
con carga positiva. Se origina por pérdida de electrones y se indica con un
superíndice a la derecha. El símbolo de este átomo nos dice que tiene carga +1,
esto indica que ha perdido un electrón. Este átomo tiene Z = 1, si fuera neutro
tendría 1 electrón, al ser positivo lo ha perdido y, por ello, tiene 0
electrones.
Un anión es un átomo con
carga negativa. Se origina por ganancia de electrones y se indica con un
superíndice a la derecha. El símbolo de este átomo nos dice que tiene carga -1,
esto indica que ha ganado 1 electrón. Este átomo tiene Z = 1, si fuera neutro
tendría 1 electrón; al tener carga -1 ha ganado otro; por tanto, tiene 2
electrones.
Modelo mecano-cuántico
El modelo establece que
los electrones se encuentran alrededor del núcleo ocupando posiciones más o
menos probables, pero su posición no se puede predecir con exactitud.
Se llama orbital a la
región del espacio en la que existe una probabilidad elevada (superior al 90 %)
de encontrar al electrón. Si representamos con puntos las distintas posiciones
que va ocupando un electrón en su movimiento alrededor del núcleo, obtendremos
el orbital. La zona donde la nube de puntos es más densa indica que ahí es más
probable encontrar al electrón.
Es un modelo matemático
basado en la Ecuación de Schrödinger.
Las soluciones de esta
ecuación son unos números llamados números cuánticos. Se simbolizan de la
siguiente forma:
n: Número cuántico
principal. Toma valores desde enteros positivos, desde n = 1 hasta n = 7. Nos
indica la energía del orbital y su tamaño (cercanía al núcleo).
l: Número cuántico
secundario o azimutal. Toma valores desde 0 hasta (n-1). Nos indica la forma y
el tipo del orbital.
- Si l = 0 el orbital es
tipo s. (Se presentan de 1 en 1).
- Si l = 1 el orbital es
tipo p. (Se presentan de 3 en 3).
- Si l = 2 el orbital es
tipo d. (Se presentan de 5 en 5).
- Si l = 3 el orbital es
tipo f. (Se presentan de 7 en 7).
m: Número cuántico
magnético. Toma valores desde - l hasta +l pasando por 0. Nos indica la
orientación espacial del orbital.
s: Número cuántico de
spin. Toma valores -1/2 y 1/2. Nos indica el giro del electrón en un sentido o
el contrario.
Niveles de energía y orbitales
En un átomo los
electrones ocuparán orbitales de forma que su energía sea la menor posible. Por
ello se ordenan los orbitales en base a su nivel energético creciente.
La energía de los
orbitales para átomos de varios electrones viene determinada por los números
cuánticos n y l. En la figura se muestran los orbitales de los 4 primeros
niveles de energía (desde n = 1 hasta n = 4) y su orden de energía.
La energía de los
orbitales no coincide exactamente con el orden de los niveles, tal como se
muestra en la figura a continuación. Por ejemplo, el subnivel 4s tiene una
menor energía que el 3d. Todos los orbitales de un mismo tipo que hay en un
nivel tienen igual energía; por eso se colocan a la misma altura.
Configuración electrónica
La configuración
electrónica de un átomo es el modo en que están distribuidos los electrones
alrededor del núcleo de ese átomo. Es decir, cómo se reparten esos electrones
entre los distintos niveles y orbitales.
La configuración
electrónica de un átomo se obtiene siguiendo unas reglas:
1.- En cada orbital sólo
puede haber 2 electrones.
2.- Los electrones se
van colocando en la corteza ocupando el orbital de menor energía que esté disponible.
3.- Cuando hay varios
orbitales con la misma energía (3 orbitales p, por ej.) pueden entrar en ellos
hasta 3.2 = 6 electrones.
Para recordar el orden
de llenado de los orbitales se aplica el diagrama de Möeller que puedes ver en
la imagen adjunta. Debes seguir el orden de las flechas para ir añadiendo
electrones. (No todos los elementos cumplen esta regla).
Para representar la
configuración electrónica de un átomo se escriben los nombres de los orbitales
(1s, 2p, etc.) y se coloca como superíndice el número de electrones que ocupan
ese orbital o ese grupo de orbitales.
La tabla periódica
La TABLA
PERIÓDICA que hoy conocemos está constituida por columnas y filas. Donde
las filas se conocen como PERIODOS y las columnas como GRUPOS.
Los elementos están ordenados por el número atómico (Z), aumenta de izquierda a
derecha y de arriba para abajo.
Existen 7 filas
horizontales que se denominan períodos y 18 columnas verticales que se
denominan grupos.
Los elementos también se
clasifican en: metales (sus átomos tienden a perder electrones y formar cationes),
no metales (sus átomos tienden a ganar electrones y formar aniones) y metaloides
(sus átomos se transforman con dificultad en iones positivos) de acuerdo con
sus propiedades para ganar o perder electrones.
Grupos y períodos
La colocación de los
elementos en la tabla periódica se hace teniendo en cuenta la configuración electrónica.
En cada período aparecen
los elementos cuyo último nivel de su configuración electrónica coincide con el
número del período, ordenados por orden creciente de número atómico. Por ej.,
el período 3 incluye los elementos cuyos electrones más externos están en el nivel
3;
Na (Z = 11):
1s22s22p63s1.
Al (Z = 13):
1s22s22p63s23p1.
En cada grupo aparecen
los elementos que presentan el mismo número de electrones en el último nivel ocupado
o capa de valencia. Por ejemplo, todos los elementos del grupo 13 contienen 3
electrones en su capa más externa y el último electrón queda en un orbital p;
B (Z = 5): 1s22s22p1.
Al (Z = 13):
1s22s22p63s23p1.
Períodos: En la tabla
periódica los elementos están ordenados de forma que aquellos con propiedades químicas
semejantes, se encuentren situados cerca uno de otro.
Los elementos se
distribuyen en filas horizontales, llamadas períodos. Pero los periodos no son
todos iguales, sino que el número de elementos que contienen va cambiando,
aumentando al bajar en la tabla periódica.
Grupos: Las columnas de
la tabla reciben el nombre de grupos. Existen dieciocho grupos, numerados desde
el número 1 al 18. Los elementos situados en dos filas fuera de la tabla
pertenecen al grupo 3.
En un grupo,
las propiedades químicas son muy similares, porque todos los elementos del
grupo tienen el mismo número de electrones en su última o últimas capas. La
configuración electrónica de su última capa es igual, variando únicamente el
periodo del elemento.
Propiedades periódicas
La utilidad de la Tabla
Periódica reside en que la ordenación de los elementos químicos permite poner
de manifiesto muchas regularidades y semejanzas en sus propiedades y comportamientos.
Por ejemplo, todos los elementos de un mismo grupo poseen un comportamiento
químico similar, debido a que poseen el mismo número de electrones en su capa más
externa (estos electrones son los que normalmente intervienen en las reacciones
químicas).
Existen, por tanto,
muchas propiedades de los elementos que varían de forma gradual al movernos en
un determinado sentido en la tabla periódica, como son: radio atómico, energía de
ionización, carácter metálico y electronegatividad.
Radio atómico: Es la
distancia que existe entre el núcleo y la capa de valencia (la más externa).
Energía de ionización:
Es la energía necesaria para separar totalmente el electrón más externo del
átomo en estado gaseoso.
Carácter metálico: Un elemento
se considera metal, desde un punto de vista electrónico, cuando cede fácilmente
electrones y no tiene tendencia a ganarlos.
Electronegatividad: Es
la tendencia que tienen los átomos a atraer hacia sí los electrones en un enlace químico.
Elementos, clasificación y propiedades
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.
Propiedad de los metales
Poseen bajo potencial de
ionización y alto peso específico. Por regla general, en su último nivel de
energía tienen de 1 a 3 electrones. Son sólidos a excepción del mercurio (Hg),
galio (Ga), cesio (Cs) y francio (Fr), que son líquidos. Presentan aspecto y
brillo metálicos. Son buenos conductores del calor y la electricidad. Son
dúctiles y maleables, algunos son tenaces, otros blandos. Se oxidan por pérdida
de electrones. Su molécula está formada por un solo átomo, su estructura
cristalina al unirse con el oxígeno forma óxidos y éstos al reaccionar con el
agua forman hidróxidos. Los elementos alcalinos son los más activos.
Propiedades generales de los no-metales
Tienen tendencia a ganar
electrones. Poseen alto potencial de ionización y bajo peso específico. Por
regla general, en su último nivel de energía tienen de 4 a 7 electrones Se
presentan en los tres estados físicos de agregación. No poseen aspecto ni
brillo metálico. Son malos conductores de calor y la electricidad. No son
dúctiles, ni maleables, ni tenaces. Se reducen por ganancia de electrones. Sus
moléculas están formadas por dos o más átomos. Al unirse con el oxígeno forman
anhídridos y éstos al reaccionar con el agua, forman oxiácidos.
Los halógenos y el
oxígeno son los más activos. Varios no-metales presentan alotropía.
La mayoría de los
elementos se clasifican como metales. Los metales se encuentran del lado
izquierdo y al centro de la tabla periódica. Los no metales, que son
relativamente pocos, se encuentran el extremo superior derecho de dicha tabla.
Algunos elementos tienen comportamiento metálico y no metálico y se clasifican
como metaloides y semimetales.
Los no metales también
tienen propiedades variables, al igual que los metales. En general los
elementos que atraen electrones de los metales con mayor eficacia se encuentran
en el extremo superior derecho de la tabla periódica.
Breve descripción de las propiedades y aplicaciones
de algunos elementos de la Tabla Periódica.
Gases nobles o gases
raros
Los gases nobles,
llamados también raros o inertes, entran, en escasa proporción, en la
composición del aire atmosférico. Pertenecen a este grupo el helio, neón,
argón, criptón, xenón y radón, que se caracterizan por su inactividad química,
puesto que tienen completos sus electrones en la última capa. No tienen
tendencia por tanto, ni a perder ni a ganar electrones. De aquí que su valencia
sea cero o que reciban el nombre de inertes, aunque a tal afirmación se tiene
hoy una reserva que ya se han podido sintetizar compuestos de neón, xerón o
kriptón con el oxígeno, el flúor y el agua.
El helio se encuentra en
el aire; el neón y el kriptón se utilizan en la iluminación por sus brillantes
colores que emiten al ser excitados, el radón es radioactivo.
Grupo I, metales alcalinos
Los metales alcalinos
son aquellos que se encuentran en el primer grupo dentro de la tabla periódica.
Con excepción del
hidrógeno, son todos blancos, brillantes, muy activos, y se les encuentra
combinados en forma de compuestos. Se les debe guardar en la atmósfera inerte o
bajo aceite.
Los compuestos de los
metales alcalinos son isomorfos, lo mismo que los compuestos salinos del
amonio. Este radical presenta grandes analogías con los metales de este grupo.
Estos metales, cuyos
átomos poseen un solo electrón en la capa externa, son monovalentes. Dada su
estructura atómica, ceden fácilmente el electrón de valencia y pasan al estado
iónico. Esto explica el carácter electropositivo que poseen, así como otras
propiedades.
Los de mayor importancia
son el sodio y el potasio, sus sales son empleadas industrialmente en gran
escala.
Grupo II, metales alcalinotérreos
Se conocen con el nombre
de metales alcalinotérreos los seis elementos que forman el grupo IIA del
sistema periódico: berilio, magnesio, calcio, estroncio, bario y radio.
Son bivalentes y se les llama alcalinotérreos a causa del aspecto térreo de sus
óxidos.
El radio es un elemento
radiactivo.
Estos elementos son muy
activos aunque no tanto como los del grupo I. Son buenos conductores del calor
y la electricidad, son blancos y brillantes.
Como el nombre indica,
manifiestan propiedades intermedias entre los metales alcalinos y los térreos;
el magnesio y, sobre todo, el berilio son los que más se asemejan a estos.
No existen en estado
natural, por ser demasiado activos y, generalmente, se presentan formando
silicatos, carbonatos, cloruros y sulfatos, generalmente insolubles.
Estos metales son
difíciles de obtener, por lo que su empleo es muy restringido.
Grupo III, familia del
boro
El boro es menos
metálico que los demás. El aluminio es anfótero. El galio, el indio y el talio
son raros y existen en cantidades mínimas. El boro tiene una amplia
química de estudio.
Grupo IV, Familia del carbono
El estudio de los
compuestos del carbono corresponde a la Química Orgánica. El carbono elemental
existe como diamante y grafito.
El silicio comienza a
ser estudiado ampliamente por su parecido con el carbono. Los elementos
restantes tienen más propiedades metálicas.
Grupo V, familia del
nitrógeno
Se considera a este
grupo como el más heterogéneo de la tabla periódica. El nitrógeno está presente
en compuestos tales como las proteínas, los fertilizantes, los explosivos y es
constituyente del aire. Como se puede ver, se trata de un elemento tanto
benéfico como perjudicial. El fósforo tiene ya una química especial de estudio,
sus compuestos son generalmente tóxicos. El arsénico es un metaloide venenoso.
El antimonio tiene gran parecido con el aluminio, sus aplicaciones son más de
un metal.
Grupo VI, Colágenos
Los cinco primeros
elementos son no-metálicos, el último, polonio, es radioactivo. El oxígeno es
un gas incoloro constituyente del aire. El agua y la tierra. El azufre es un
sólido amarillo y sus compuestos por lo general son tóxicos o corrosivos. La
química del teluro y selenio es compleja.
Grupo VII, halógenos
El flúor, el cloro, el
bromo, el yodo y el astato, llamados metaloides halógenos, constituyen el grupo
de los no metales monovalentes. Todos ellos son coloreados en estado gaseoso y,
desde el punto de vista químico, presentan propiedades electronegativas muy
acusadas, de donde se deriva la gran afinidad que tienen con el hidrógeno y los
metales.
Los formadores de sal se
encuentran combinados en la naturaleza por su gran actividad. Las sales de
estos elementos con los de los grupos I y II están en los mares. Las
propiedades de los halógenos son muy semejantes. La mayoría se sus compuestos
derivados son tóxicos, irritantes, activos y tienen gran aplicación tanto en la
industria como en el laboratorio.
El astatinio o ástato
difiere un poco del resto del grupo.
Elementos de transición
Esta es una familia
formada por los grupos IIIB, IVB, VB, VIB, VIIB, IB y IIB, entre los que se
encuentran los elementos cobre, fierro, zinc, oro, plata, níquel y platino.
Las características de
los metales de transición son muy variadas, algunos se encuentran en la
naturaleza en forma de compuestos; otros se encuentran libres
Estos elementos no son
tan activos como los representativos, todos son metales y por tanto son
dúctiles, maleables, tenaces, con altos puntos de fusión y ebullición,
conductores del calor y la electricidad. Poseen orbitales semilleros, y debido
a esto es su variabilidad en el estado de oxidación.
Debido al estado de
oxidación, los compuestos son coloridos.
ALGUNOS ELEMENTOS QUE
CAUSAN CONTAMINACIÓN
En la naturaleza existen
algunos elementos que debido a su estructura o en combinación con otros en
forma de compuestos, son perjudiciales al hombre, ya que son agentes
contaminadores del medio ambiente; en especial del aire, agua y suelo, o bien, porque
ocasionan daños irreversibles al ser humano, como la muerte.
Algunos de estos
elementos son:
Antimonio (Sb) y
textiles.- Se emplea en aleaciones, metal de imprenta, baterías, cerámica.
El principal daño que provoca es el envenenamiento por ingestión o inhalación
de vapores, principalmente por un gas llamado estibina SbH3.
Arsénico (As)
medicamentos y vidrio. Se emplea en venenos para hormigas, insecticidas,
pinturas, Es uno de los elementos más venenosos que hay, así como todos los
compuestos.
Azufre (S) Principalmente
son óxidos SO2 y SO3 contaminan el aire y con agua producen la lluvia ácida.
Sustancias tales como derivados clorados de azufre, sulfatos y ácidos son corrosivas.
El gas H2S es sumamente tóxico y contamina el aire. El azufre es empleado en
algunos medicamentos para la piel.
Bromo (Br) Sus
vapores contaminan el aire, además sus compuestos derivados son lacrimógenos y
venenosos.
Cadmio (Cd) Metal
tóxico que se origina en la refinación del zinc; también proviene de
operaciones de electrodeposición y por tanto contamina el aire y el agua.
Contenido en algunos fertilizantes contamina el suelo.
Cloro (Cl) Sus
valores contaminan el aire y son corrosivos. Se le emplea en forma de cloratos
para blanquear la ropa, para lavados bucales y fabricación de cerillos. Los
cloratos son solubles en agua y la contaminan, además de formar mezclas
explosivas con compuestos orgánicos.
Los valores de
compuestos orgánicos clorados como insecticidas, anestésicos y solventes dañan
el hígado y el cerebro. Algunos medicamentos que contienen cloro afectan el
sistema nervioso.
Cromo (Cr) 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. Cualquier
cromato soluble contamina el agua.
Magnesio (Mn) Se
emplea en la manufactura de acero y de pilas secas. La inhalación de polvos y
humos conteniendo magnesio causa envenenamiento. También contamina el agua y
atrofia el cerebro.
Mercurio (Hg) Metales
de gran utilidad por ser líquidos; se utiliza en termómetros y por ser buen
conductos eléctrico se emplea en aparatos de este tipo, así como en
iluminación, pinturas fungicidas, catalizadores, amalgamas dentales,
plaguicidas, etc. pero contamina el agua, el aire y causa envenenamiento. Las
algas lo absorben, luego los peces y finalmente el hombre. Los granos o
semillas lo retienen y finalmente el hombre los come.
Plomo (Pb) 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 le agrega para proporcionarle
propiedades antidetonantes. También se le emplea en pinturas, como metal de
imprenta, soldaduras y acumuladores. Por su uso el organismo se afecta de
saturnismo. Sus sales, como el acetato, son venenosas.
Existen otros elementos
que de alguna forma contaminan el agua, el aire y el suelo tales como: talio,
zinc, selenio, oxígeno de nitrógeno, berilio, cobalto y sobre todo gran
cantidad de compuestos que tienen carbono. (Orgánicos).
Aluminio (Al): Metal
ligero, resistente a la corrosión y al impacto, se puede laminar e hilar, por
lo que se le emplea en construcción, en partes de vehículos, de aviones y en
artículos domésticos. Se le extrae de la bauxita.
Azufre (S): No
metal, sólido de color amarillo, se encuentra en yacimientos volcánicos y aguas
sulfuradas. Se emplea en la elaboración de fertilizantes, medicamentos,
insecticidas, productos químicos y petroquímicos.
Cobalto (Co): Metal
color blanco que se emplea en la elaboración de aceros especiales debido a su
alta resistencia al calor, corrosión y fricción. Se emplea en herramientas
mecánicas de alta velocidad, imanes y motores. En forma de polvo se emplea como
pigmento azul para el vidrio. Es catalizador. Su isótopo radiactivo se emplea
como pigmento azul para el vidrio. Es catalizador
Cobre (Cu): Metal
de color rojo que se carbonata al aire húmedo y se pone verde, conocido desde
la antigüedad. Se emplea principalmente como conductor eléctrico, también para
hacer monedas y en aleaciones como el latón y el bronce.
Hierro (Fe): Metal
dúctil, maleable de color gris negruzco, se oxida al contacto con el aire
húmedo. Se extrae de minerales como la hematina, limonita, pirita, magnetita y
siderita. Se le emplea en la industria arte y medicina. Para fabricar acero,
cemento, fundiciones de metales no ferrosos nuestra sangre lo contiene en la
hemoglobina.
Flúor (F): Este no
metal está contenido en la fluorita CaF2 en forma de vetas encajonadas en
calizas. La florita se emplea como fundente en hornos metalúrgicos. Para
obtener HF, NHF4 y grabar el vidrio; también en la industria química,
cerámica y potabilización del agua.
Fósforo (P): Elemento
no metálico que se encuentra en la roca fosfórica que contiene P2 O5 en
la fosforita Ca3 (PO4)2. Los huesos y dientes contienen este elemento.
Tiene aplicaciones para
la elaboración de detergentes, plásticos, lacas, pinturas, alimentos para
ganado y aves.
Mercurio (Hg): Metal
líquido a temperatura ambiente, de calor blanco brillante, resistente a la
corrosión y buen conductor eléctrico. Se le emplea en la fabricación de
instrumentos de precisión, baterías, termómetros, barómetros, amalgamas
dentales, sosa cáustica, medicamentos, insecticidas y funguicidas y
bactericidas.
Se le obtiene
principalmente del cinabrio que contiene HgS.
Plata (Ag): Metal
de color blanco, su uso principal ha sido el la acuñación de monedas y
manufacturas de vajillas y joyas. Se emplea en fotografía, aparatos eléctricos,
aleaciones, soldaduras.
Plomo (Pb): Metal
blando de bajo punto de fusión, bajo límite elástico, resistente a la corrosión,
se le obtiene del sulfuro llamado galena Pbs. Se usa en baterías o
acumuladores, pigmentos de pinturas, linotipos. Soldaduras e investigaciones
atómicas. Otros productos que se pueden recuperar de los minerales que lo
contiene son: cadmio, cobre, oro, plata, bismuto, arsénico, telurio y
antimonio.
Oro (Au): Metal
de color amarillo, inalterable, dúctil, brillante, por sus propiedades y su
rareza le hace ser excepcional y de gran valor. Es el patrón monetario
internacional. En la naturaleza se encuentra asociado al platino, a la plata y
teluro en unos casos. Sus aleaciones se emplean en joyería y ornamentos, piezas
dentales, equipos científicos de laboratorio. Recientemente se ha sustituido
sus usos en joyería por el iridio y el rutenio, en piezas dentales por platino
y paladio.
Uranio (U): Utilizado
como combustible nuclear, es un elemento raro en la naturaleza y nunca se
presenta en estado libre. Existen 150 minerales que lo contienen. El torio se
encuentra asociado al uranio.
Actividades
prácticas
Guía
de Ejercitación
1. Completa la siguiente tabla:
2. Razonar las siguientes cuestiones:
a) En las siguientes parejas de elementos, ¿cuál de ellos
tiene mayor radio atómico?
1) Li - K 2) Se – O 3) Na - S 4) I - Rb
b) Con las mismas parejas de antes. ¿Qué elemento de la
pareja tendrá mayor energía de ionización? ¿Y mayor afinidad electrónica? ¿Y
mayor electronegatividad?
c) ¿Por qué el conjunto de los metales de transición está
formado por diez grupos?
d) Si la configuración electrónica de la última capa de un
elemento neutro es 5s2p2. ¿De qué elemento se trata?
e) El átomo no puede ser neutro porque contiene cargas
eléctricas. ¿verdadero o falso?
f) ¿Por qué, después del descubrimiento del protón, era
necesaria la existencia de otra partícula sin carga? ¿De qué partícula se
trataba?
3. Completar el siguiente cuadro:
