La Tabla Periódica
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Marzo 2009 “La tabla periódica ayuda a disminuir la entropía del conocimiento” Fernelius 1986 La tabla Periódica
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Marzo 2009
“La tabla periódica ayuda a disminuir la
entropía del conocimiento”
Fernelius 1986
La tabla Periódica
La Tabla periódica
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La Tabla periódica
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íNDICE
Resumen……………………………………………………… 4
Introducción y Justificación…………….…………… 5
Objetivos. …………………………………………………….. 6
Metodología………………………………………………….. 6
La necesidad de una ordenación…………………. 7
La Tabla Periódica…………………………………….... 17
Conclusiones………………………………………….……… 62
Bibliografía………………………………………….……..… 65
La Tabla periódica
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RESUMEN
El objetivo fundamental del presente trabajo es despertar el interés
por el estudio de la Tabla Periódica. La finalidad, realizar una gran
tabla, de forma práctica y manipulativa como si de un juego se
tratara, y a través de ella, introducir los elementos que constituyen
la materia, su simbología, propiedades y aplicaciones en la vida
cotidiana.
La Tabla periódica
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1. INTRODUCCIÓN. Justificación
La importancia de la tabla periódica es ampliamente reconocida, y
es una de las fuentes de conocimiento más amplia de las que
disponemos, en sus casillas podemos encontrar mucha información
sobre las propiedades físicas y químicas de los elementos.
La Tabla periódica es junto con los ―esqueletos‖ uno de los iconos
presentes en todos los laboratorios de ciencias.
Nosotros empezábamos el primer curso de la ESO y este iba a ser
nuestro primer contacto con ella.
Al principio nos asustó, pues no sabíamos si tendríamos que
aprender de memoria el nombre y símbolo de todos los elementos;
después, cuando nuestra profesora nos propuso hacer un trabajo
sobre la tabla periódica, empezaron a surgirnos ideas de como
organizarlo, como conseguir hacer una tabla gigante, con cajas y
que información pondríamos y así fue como empezó nuestra
familiarización con los elementos, ya no nos parecían tan extraños,
ni nos molestaba que el símbolo del azufre fuera una S y el del
fósforo una P, ahora ya íbamos adquiriendo conocimientos y
empezábamos a encontrar el sentido y la utilidad de la tabla.
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2. OBJETIVOS
Conocer los criterios de clasificación de los
elementos químicos.
Familiarizarse con los elementos químicos, sus
símbolos, sus propiedades y aplicaciones.
Organizar y sistematizar la información.
Elaborar las fichas correspondientes a los
diferentes elementos químicos
Valorar la importancia de los científicos y científicas a lo largo de la
Historia de la Ciencia y su contribución al descubrimiento de los elementos
químicos
Planificar en equipo las actividades que se tienen que hacer para llevar
a cabo el trabajo.
3. METODOLOGIA
Hemos repartido los elementos entre los/as componentes del grupo,
buscamos información de cada elemento y de sus familias en internet y
elaboramos los contenidos en forma de libro.
Hicimos una tabla en tres dimensiones utilizando como base las cajas
de cartón de unas galletas, que consideramos tenían un tamaño
adecuado, les pegamos en una cara el símbolo del elemento y en el
reverso las características, propiedades y aplicaciones.
Una vez acabada esta parte, hicimos un pequeño
vídeo mostrando la confección de la tabla periódica y
algunas de las características generales de los grupos.
Finalmente colocar la tabla periódica en los
estantes de la Biblioteca del Centro, a fin de exponerla a
nuestros compañeros/as.
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La necesidad de
una ordenación
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La necesidad de una ordenación.
Los seres humanos siempre hemos estado tentados a encontrar una
explicación a la complejidad de la materia que nos rodea, los primeros que
hablaron de átomos fueron unos filósofos de la antigua Grecia que
vivieron en el siglo V a.n.e., entre los que destaca Demócrito de
Abdera.
Estos filósofos suponían que la materia se podía dividir sucesivamente en
fragmentos más pequeños, hasta un límite. Estos fragmentos que ya no
se podían dividir se denominaron ―atomos‖ (del griego a=no y tomos=
partes).
También en Grecia, en el siglo IV a.ne. aparece Aristóteles que
recogiendo ideas propias y de otros negaba el atomismo y admitía que el
mundo estaba formado por cuatro elementos: aire, agua, tierra y fuego.
En ninguno de los dos casos estas ideas fueron fruto de la observación,
sino solamente del pensamiento. Las ideas de Aristóteles estuvieron en
vigor durante más de dos milenios.
Durante el siglo XVIII los avances en la metalurgia, junto con los del
análisis químico, permiten identificar nuevas substancias, y con la teoría
de los cuatro elementos no era posible explicar la multiplicidad de las
sustancias y mucho menos las relaciones entre ellas, es por tanto
necesario aumentar el número de elementos. Así Dalton (1766-1844)
defiende la existencia de unos cuantos átomos indivisibles capaces de
combinarse entre ellos para formar compuestos. Esta teoría permite
explicar razonablemente las
propiedades de la materia.
A lo largo del siglo XIX se fueron
descubriendo nuevos elementos
químicos, por otra parte se fueron
conociendo de manera más precisa
las propiedades de muchos ellos y
rápidamente se vio que había
elementos con propiedades químicas
bastante semejantes.
Algunos autores dicen que fue la
dificultad para clasificar los
elementos lo que hizo que Dimitri
Ivánovich Mendeléiev (1834–1907)
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en aras de ofrecer a sus alumnos una forma didáctica de organizarlos y
facilitar su estudio, colocara estos en una tabla siguiendo un orden
creciente de masa atómica dando lugar a la denominada tabla periódica
de los elementos.
Veamos en palabras del mismo Mendeleiev, algunos aspectos de su
trabajo:
“La clasificación más corriente de elementos en metálicos y no
metálicos no es tan clara como parece. Por ejemplo, el fósforo puede
actuar unas veces como metal y otras como no metal. Sin embargo
algunos grupos de elementos no hay duda que forman un todo (por
ejemplo, los halógenos flúor, cloro, bromo yodo), pero se han descubierto
nuevos elementos que no se sabe donde se han de colocar. Por otra parte,
algunas propiedades físicas, tales como las ópticas, eléctricas, etc. Se han
medido con precisión para algunos elementos, pero sabemos que un
mismo elemento puede presentar según el estado en que se encuentre
propiedades muy diferentes como pasa, por ejemplo, con el grafito y el
diamante. No obstante esto, lo cierto es que, sean cuales sean los cambios
de propiedades que un elemento pueda experimentar según su estado,
hay una cosa que nos permite afirmar que se trata del mismo elemento.
En este sentido, la única cosa que conocemos que no cambia, que tiene el
mismo valor, tanto cuando el elemento está libre (en cualquier estado)
como cuando esta combinado, formando compuestos, es la masa atómica
del elemento en cuestión. Por esta razón me he ocupado de buscar un
sistema de clasificación de los elementos basándome en sus masas
atómicas.”
En el momento en que Mendeleiev ordenó los elementos químicos, en
1872, solamente de conocían 63. Mendeleiev ordenó los elementos según
su masa atómica, situando en una misma columna los que tuvieran algo
en común. Al ordenarlos, se dejó llevar por dos grandes intuiciones; alteró
el orden de masas cuando era necesario para ordenarlos según sus
propiedades y se atrevió a dejar huecos, postulando la existencia de
elementos desconocidos hasta entonces.
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Ahora sabemos que las propiedades de los elementos químicos siguen la
ley periódica en orden creciente del número atómico, que coincide con el
número total de protones en el núcleo atómico.
Hoy en día, existen cientos de versiones de la tabla periódica y pueden
clasificarse, según el número de grupos –cortas, medias y largas– se
construyen en dos dimensiones pero también las hay tridimensionales y
estas pueden ser en forma helicoidal o curvas.
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La más extendida (la que aparece en nuestro libro de texto de primero de
E.S.O. es la bidimensional con 18 columnas verticales, llamados grupos,
separadas en los bloques s (2 grupos), p (6 grupos), d (10 grupos) y f (14
grupos), situándose este último al pie de la tabla. A las filas horizontales
de elementos químicos se las conoce con el nombre de periodos.
Teoría de la capa electrónica, o cómo los electrones de la última
capa son los responsables de la interacción entre átomos de
distintas especies o entre los átomos de una misma.
La distribución de los elementos en la tabla periódica proviene del hecho
de que los elementos de un mismo grupo poseen la misma configuración
electrónica en su capa más externa. Así todos los elementos que
pertenecen a un grupo tienen la misma valencia, y por ello, tienen
características o propiedades similares entre sí. Por ejemplo, los elementos
en el grupo IA tienen valencia de 1 (un electrón en su último nivel de
energía) y todos tienden a perder ese electrón al enlazarse como iones
positivos de +1 .
Los elementos en el grupo IIA tienen valencia de 2 (dos electrón en su
último nivel de energía) y todos tienden a perder esos 2 electrones al
enlazarse como iones positivos, es decir el comportamiento químico está
principalmente dictado por las interacciones de estos electrones de la
última capa, de aquí el hecho de que los elementos de un mismo grupo
tengan similares propiedades físicas y químicas.
Y así sucesivamente, hasta llegar a los gases nobles son por lo general
inertes porque sus capas electrónicas están completas y no necesitan
unirse con otros elementos químicos.
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Nuestra tabla periódica
La tabla periódica que hemos hecho es la denominada tabla corta (no es
muy utilizada) se corresponde con la antigua nomenclatura de los grupos
A deja fuera a los metales de transición y a las tierras raras, pero
pensamos que lo importante era empezar a familiarizarnos con ella a
conocer sus características principales, así fue como nos percatamos de
que algunos elementos, pocos eran conocidos por nuestros antepasados
desde hace miles de años, el carbono (carbón), o el azufre, que se
encontraba libre en la fumarolas de los volcanes, pero la mayoría se
empiezan a descubrir a partir del siglo XVII, pues se requieren trabajos de
análisis en los laboratorios de química para poder aislarlos.
No incluimos en nuestra tabla, los últimos elementos creados a partir del
siglo XXI y que completarían el periodo 7, ya que estos todavía no tienen
nombres propios.
1a 2a 3a 4a 5a 6a 7a 8ª (0)
1 H He
2 Li Be B C N O F Ne
3 Na Mg Al Si P S Cl Ar
4 K Ca Ga Ge As Se Br Kr
5 Rb Sr In Sn Sb Te I Xe
6 Cs Ba Tl Pb Bi Po At Rn
7 Fr Ra
Grupo 1 (IA): los metales alcalinos (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr)
Grupo 2 (IIA): los metales alcalinotérreos (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra)
Grupo 13 (IIIA): los térreos
Grupo 14 (IVA): los carbonoideos
Grupo 15 (VA): los nitrogenoideos
Grupo 16 (VIA): los calcógenos o anfígenos
Grupo 17 (VIIA): los halógenos
Grupo 18 (VIIIA): los gases nobles
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No figura en nuestra tabla desde el Grupo 3 al Grupo 12 (corresponden a
los grupos Ib—hasta VIIIb) metales de transición y Tierras raras
Todos tienen un solo electrón en su nivel energético más externo,
con tendencia a perderlo, por tanto su estado de oxidación es +1
Son metales muy reactivos, por ello no se encuentran nunca en estado puro, libres en la
naturaleza. Siempre se encuentran siempre en
compuestos como óxidos, haluros, hidróxidos, silicatos, etc.
Son metales de baja densidad y blandos. Deben conservarse
sumergidos en aceite mineral o gasóleo para que su elevada reactividad no haga que reaccionen con el oxígeno o con el vapor de
agua atmosférico, en cuyo caso se producen reacciones muy violentas, explosivas.
Estos elementos se obtienen en la industria por electrólisis de las sales fundidas.
Tienen 2 electrones en su capa más externa, su estado de oxidación es +2.
Su nombre hace alusión al hecho están situados entre los metales alcalinos y los
elementos térreos y también a que sus "tierras" (nombre antiguo para los óxidos de
calcio, estroncio y bario) son básicas (álcalis). Son constituyentes comunes de las cenizas vegetales.
Por su gran capacidad de reacción no se encuentran libres en la
naturaleza sino en forma de compuestos,
Tienen Colores blanco plateado, de aspecto lustroso. Son maleables,
blandos, dúctiles y bastante frágiles. Conducen bien la electricidad y cuando se calientan arden fácilmente en el aire.
Se obtienen por electrólisis de sus sales fundidas. Tanto en estado
metálico como en forma de sales, tienen gran utilidad técnica.
Grupo 1 (IA): los metales alcalinos (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr)
Grupo 2 (IIA): los metales alcalinotérreos (Be,Mg,Ca,Sr,Ba,Ra)
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Tienen 3 electrones de valencia por lo que el estado de oxidación
que alcanzan es +3.
El nombre del grupo térreos deriva de la
arcilla, ya que esta tiene un alto contenido
de aluminio.
Son bastante reactivos, por lo que no se
encuentran nativos, es decir libres en la
naturaleza.
En general, se parecen a los metales
alcalinotérreos, aunque el boro es no metal; el carácter metálico
aumenta hacia abajo. Esto se traduce en una gran diferencia de propiedades: el boro es duro (tiene una dureza entre el corindón y el
diamante) y el talio es un metal tan blando que puede arañarse con la uña.
Se obtienen por electrólisis.
Tienen cuatro electrones de valencia por tanto presenta los siguientes estados de oxidación +4, +2 y
-4.
Entre el carbono y el silicio constituyen más del 27%
en peso de la corteza.
Las propiedades físicas y químicas varían mucho desde el primero el carbono, no metal muy duro
(diamante), al último el plomo, que es un metal gris, que puede ser rayado con la uña.
El carbono se presenta nativo, es diamante o el grafito, sin embargo
los otros elementos del grupo se encuentran formando compuestos.
El silicio se combina principalmente con el oxígeno y el germanio,
estaño y plomo con el azufre.
Los elementos se obtienen por reducción
Grupo 13 (IIIA): los térreos (B, Al, Ga, In, Tl)
Grupo 14 (IVA): los carbonoideos (C, Si, Ge, Sn, Pb)
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El grupo lleva el nombre del elemento cabecera del grupo, el nitrógeno.
Poseen cinco electrones de valencia. Los estados
de oxidación varían según el elemento, entre +1 y +5.
A veces se presentan nativos, es el caso del gas atmosférico Nitrógeno, el resto en compuestos,
minerales óxidos o sulfuros.
Los elementos se obtienen por reducción de los
óxidos con carbono o por tostación y reducción de los sulfuros.
El nombre calcógeno proviene del griego y significa
formador de minerales: ya que una gran parte de las
rocas y minerales que constituyen la corteza son
óxidos o sulfuros. El término anfígeno fue asignado
por Berzelius y significa formador de ácidos y bases.
Presenta seis electrones de valencia. Los estados de
oxidación más usuales son -2, +2, +4 y +6
Algunos son nativos como el Oxígeno, gas que respiramos o el azufre
sólido que sublima en las fumarolas volcánicas, estos dos elementos son
no metales, el resto se presentan formando parte de compuestos
principalmente óxidos, sulfuros y sulfatos.
El carácter metálico aumenta desde el selenio al polonio
Grupo 15 (VA): los nitrogenoideos (N, P, As, Sb Bi)
Grupo 16 (VIA): los calcógenos o anfígenos (O, S, Se, Te)
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El nombre proviene del griego hals, 'sal' y
genes, 'origen, nacido' se refiere a la propiedad de cada uno de estos elementos
para formar, con el sodio, una sal similar a la
sal común o cloruro de sodio. Todos los miembros del grupo tienen un
estado de oxidación de -1 y se combinan con los metales para formar halogenuros (también
llamados haluros). Debido a la reactividad , ninguno de estos elementos se encuentra
en estado libre en la naturaleza. Se encuentran en forma de sales disueltas en el agua de mar o en extensos depósitos salinos.
El estado físico de los halógenos oscila entre el gaseoso del flúor y cloro, el bromo que es líquido a la temperatura ambiente y el yodo
un sólido cristalino a temperatura ambiente, de color negro y brillante, que sublima dando un vapor violeta muy denso, venenoso,
con un olor picante como el del cloro. El Astato es un elemento muy inestable y radioactivo.
Reciben este nombre porque son inertes, es decir,
no reaccionan con ningún elemento, sin embargo
en 1962, se obtuvieron compuesto de xenón y
radón.
Tienen 8 electrones en su última capa y su estado
de oxidación es 0, lo que les impide formar compuestos fácilmente.
Son pues monoatómicos, inodoros, incoloros y solubles en agua
Se obtienen por licuación fraccionada de aire o bien de gas natural.
Los que más se utilizan son el helio y el argón para la creación de
atmósferas inertes, en el relleno de globos, o como refrigerantes para
bajas temperaturas.
Grupo 18 (VIIIA): los gases nobles (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn)
Grupo 17 (VIIA): los halógenos (F, Cl, Br, I, At)
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Nombre Hidrógeno Número atómico 1 Valencia 1
Estado de oxidación +1
Electronegatividad 2,1
Radio covalente (Å) 0,37 Radio iónico (Å)2,08 Radio atómico (Å) Configuración electrónica 1s1 Primer potencial de ionización (eV) 13,65 Masa atómica (g/mol) 1,00797 Densidad (g/ml) 0,071 Punto de ebullición (ºC) -252,7 Punto de fusión (ºC)-259,2 Descubridor Boyle en 1671
Primer elemento de la tabla periódica. En CN es un gas incoloro, inodoro e insípido, compuesto de moléculas diatómicas, H2. Símbolo H, consta de un núcleo de unidad de carga positiva y un solo electrón. Tiene número
atómico 1 y masa atómica 1,00797. Es uno de los constituyentes principales del agua y de toda la materia orgánica, y está distribuido
ampliamente en la Tierra y en todo el Universo. Hay 3 isótopos: el protio, de masa 1, (99.98%); el deuterio, de masa 2 (0.02%), y el tritio, de masa 3, en pequeñas cantidades, y se puede producir artificialmente por medio
de reacciones nucleares. Usos: Síntesis del amoniaco. Hidrogenación catalítica de aceites vegetales
líquidos insaturados para obtener grasas sólidas. Combustible de cohetes, en combinación con oxígeno o flúor. Propiedades: Es la sustancia más inflamable de todas las que se
conocen. Es un poco más soluble en disolventes orgánicos que en el agua. Muchos metales absorben hidrógeno. La adsorción del hidrógeno en el
acero puede volverlo quebradizo, lo que lleva a fallos en el equipo para procesos químicos. Compuestos principales: Agua, los ácidos, las bases, la mayor parte de los
compuestos orgánicos y muchos minerales. Efectos del Hidrógeno sobre la salud: Si se respira produce dolores de
cabeza, pitidos en los oídos, mareos, somnolencia, inconsciencia, náuseas, vómitos y depresión de todos los sentidos. La piel puede presentar una coloración azul. Bajo algunas circunstancias se puede producir la muerte.
No se supone que el hidrógeno cause mutagénesis, embriotoxicidad, o toxicidad reproductiva. Las enfermedades respiratorias pre-existentes
pueden agravarse. No hay advertencia de olor si hay concentraciones tóxicas presentes.
1
1,00797
1
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Gas incoloro, inodoro e insípido. Tiene menor solubilidad en agua que
cualquier otro gas. Es el elemento menos reactivo y esencialmente no forma compuesto 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.
Usos: Llenado de globos meteorológicos y dirigibles. Gas inerte de protección en soldadura autógena. Es el único refrigerante capaz de alcanzar temperaturas menores que 14 K (-259ºC) permitiendo la
superconductividad, prácticamente resistencia cero al flujo de la electricidad. Como gas presurizante en combustibles líquidos de cohetes,
en mezclas helio-oxígeno para buzos, como fluido de trabajo en los reactores nucleares enfriados por gas y como gas transportador en los análisis químicos por cromatografía de gases.
El helio terrestre se forma por radiactividad natural de elementos más pesados. La mayor parte de este helio migra a la superficie y entra en la
atmósfera. Cabría suponer que la concentración atmosférica del helio (5.25 partes por millón al nivel del mar) fuese superior. Sin embargo, su peso molecular bajo le permite escapar al espacio a una velocidad
equivalente a la de su formación. Los gases naturales lo contienen en concentraciones superiores a la atmosférica. La fuente principal de helio
del mundo es un grupo de campos de gas natural en los Estados Unidos. Efectos del Helio sobre la salud Efectos de la exposición: Inhalación: provoca una agudización de la voz. Mareos. Pesadez. Dolor de cabeza.
Asfixia, ya que hace disminuir el contenido de oxígeno en el aire en los lugares cerrados. Piel: Congelación en contacto con el líquido.
4,0026
1
2
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) 4,73
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
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Nombre Litio
Número atómico 3
Valencia 1
Estado de oxidación +1
Electronegatividad 1,0
Radio covalente (Å) 1,34
Radio iónico (Å) 0,60
Radio atómico (Å) 1,55
Configuración electrónica 1s22s1 Primer potencial de ionización (eV) 5,41
Masa atómica (g/mol) 6,941
Densidad (g/ml) 0,53
Punto de ebullición (ºC) -1330
Punto de fusión (ºC) -180,5
Descubridor George Urbain en 1907
s el metal sólido más ligero, es blando, de bajo punto de fusión y reactivo. Se encuentra como una mezcla de los isótopos 6 Li y 7Li. Usos: En forma de estearato de litio como espesante para grasas
lubricantes. También en esmaltes para porcelana; como aditivo para alargar la vida y el rendimiento en acumuladores alcalinos (pilas) y en
soldadura autógena y soldadura para latón. El litio es un elemento moderadamente abundante Bolivia tiene en las salinas de Uyuni la mitad
de todo el litio presente en la Tierra. Propiedades: Alto calor específico, el gran intervalo de temperatura de la fase líquida, alta conductividad térmica, baja viscosidad y muy baja
densidad. El litio metálico es soluble en aminas alifáticas de cadena corta, como la etilamina. Es insoluble en los hidrocarburos. Es el único metal
alcalino que reacciona con el nitrógeno a temperatura ambiente para producir un nitruro, de color negro. La reacción del litio metálico con agua es bastante vigorosa. El compuesto principal del litio es el hidróxido de
litio. Es un polvo blanco. El carbonato tiene aplicación en la medicina como un antidepresivo. Tanto el bromuro como el cloruro de litio forman
salmueras concentradas que tienen la propiedad de absorber humedad en un intervalo amplio de temperaturas Efectos del Litio sobre la salud Inflamable pueden causar fuego o
explosión. Libera vapores (o gases) irritantes y tóxicos en un incendio. Sensación de quemadura. Tos. Respiración trabajosa. Falta de aire. Dolor
de garganta. Los síntomas pueden ser retrasados. Piel: Enrojecimiento. Quemaduras cutáneas. Dolor. Ampollas. Ojos: Enrojecimiento. Dolor. Quemaduras severas y profundas. Ingestión: Calambres abdominales.
Dolor abdominal. Sensación de quemadura. Náuseas. Shock o colapso. Vómitos. Debilidad. Vías de exposición: La sustancia puede ser absorbida
por el cuerpo por inhalación de su aerosol y por ingestión. El hidróxido de litio representa un peligro potencialmente significativo porque es extremadamente corrosivo. Se debe prestar especial atención a
los organismos acuáticos.
6,941
3
La Tabla periódica
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Metal raro, ligero, su densidad es cerca de la tercera parte de la del aluminio.
Usos: En la manufactura de aleaciones berilio-cobre, la adición de un 2% de berilio la hace no magnética y seis veces más fuerte que el cobre,
además no producen chispas, en las partes móviles críticas de aviones, o en componentes clave de instrumentos de precisión, computadoras mecánicas, reveladores eléctricos y obturadores de cámaras fotográficas.
Martillos, llaves y otras herramientas de berilio-cobre se emplean en refinerías petroleras y otras plantas en las cuales una chispa producida por
piezas de acero puede ocasionar una explosión o un incendio. Tiene muchos usos en la energía nuclear porque es uno de los materiales más eficientes para disminuir la velocidad de los neutrones, así como para
reflejarlos. Efectos del Berilio sobre la salud: Es uno de los elementos más tóxicos
que se conocen al ser respirado puede dañar los pulmones y causar neumonía. Produce la llamada beriliosis, una peligrosa y persistente enfermedad de los pulmones que puede incluso dañar otros órganos, como
el corazón. Alrededor del 20% de todos los casos terminan con la muerte. La causa de la beriliosis es la respiración de berilio en el lugar de trabajo.
También causa reacciones alérgicas en personas que son hipersensibles a los productos químicos, los síntomas son debilidad, cansancio y problemas
respiratorios. Algunas personas que sufren de esta enfermedad pueden desarrollar anorexia y las manos y pies se les ponen azules, incluso puede causar la muerte. Puede incrementar las posibilidades de desarrollar
cáncer y daños en el ADN. Efectos ambientales del Berilio Hay berilio en el aire, agua y suelo como
resultado de procesos naturales y actividades humanas. Las pruebas de laboratorio han indicado que es posible que el berilio produzca cáncer y cambios en el ADN de los animales, aunque de momento no hay evidencia
el estudios de campo que respalde estos descubrimientos.
9,0122
1
4
Nombre Berilio Número atómico 4
Valencia 2
Estado de oxidación +2
Electronegatividad 1,5
Radio covalente (Å) 0,90
Radio iónico (Å) 0,31
Radio atómico (Å) 1,122
Configuración electrónica 1s2 2s2
Primer potencial de ionización (eV) 9,38
Masa atómica (g/mol) 9,0122
Densidad (g/ml) 1,85
Punto de ebullición (ºC) -2770
Punto de fusión (ºC) -1277
Descubridor Fredrich Wohler en 1798
La Tabla periódica
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Nombre Boro Número atómico 5
Valencia 3
Estado de oxidación +3
Electronegatividad 2,0
Radio covalente (Å) 0,82
Radio iónico (Å) 0,20
Radio atómico (Å) 0,98
Configuración electrónica 1s2 2s22p1
Primer potencial de ionización (eV) 8,33
Masa atómica (g/mol) 10,811
Densidad (g/ml) 2,34
Punto de ebullición (ºC) -
Punto de fusión (ºC) -2030
Descubridor Sir Humphry Davy y Gay-Lussac en 1808
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. Constituye el 0.001% en la corteza terrestre. Nunca se ha encontrado libre y éste se prepara en forma cristalina o amorfa. La forma cristalina es un
sólido quebradizo, muy duro 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 color castaño a negro. Se encuentra como una mezcla de dos isótopos estables, con masas atómicas de 10 y 11.
Usos: Como agente metalúrgico degasificante por su gran reactividad a temperaturas altas, con oxígeno y nitrógeno, se utiliza para refinar el
aluminio y facilitar el tratamiento térmico del hierro maleable. Incrementa la resistencia a alta temperatura, las aleaciones de acero. Se emplea en reactores atómicos, en misiles y cohetes por su densidad baja, extrema
dureza, alto punto de fusión y notable fuerza tensora en forma de filamentos. Las fibras con boro son más fuertes y rígidas que el acero y
25% más ligeras que el aluminio. El bórax, Na2B4O710H2O, refinado es un ingrediente importante en ciertas variedades de detergentes, jabones,
ablandadores de agua, almidones para planchado, adhesivos, cosméticos, talcos. Se utiliza también como, desinfectantes de frutas y madera, control de hierbas e insecticidas, así como en la manufactura de papel, cuero y
plásticos. Está presente en el agua de mar en unas cuantas partes por millón (ppm). En pequeñas cantidades en la mayoría de los suelos y es un
constituyente esencial de varios silicatos como la turmalina. La presencia de boro en cantidades muy pequeñas parece ser necesaria en casi todas las plantas, pero en grandes concentraciones es muy.
Efectos del Boro sobre la salud Cuando se absorben grandes cantidades en un periodo de tiempo corto con la comida o el agua se ven
afectados los órganos reproductivos masculinos. Y si es durante el embarazo provocan defectos de nacimiento y fallos en el desarrollo. Además, se sufre irritación de nariz cuando se respira. El Boro puede
afectar el estómago, hígado, riñones y cerebro y puede eventualmente llevar a la muerte.
10,811
1
5
La Tabla periódica
23 23
Es el único que forma un número de compuestos mayor que la suma total de todos los otros elementos combinados. Se estima que se conoce un
mínimo de 1.000.000 de compuestos orgánicos y este número crece rápidamente cada año. 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. Todas las plantas y animales vivos están formados de compuestos orgánicos complejos en donde el carbono está combinado con hidrógeno, oxígeno, nitrógeno y otros elementos. Los
vestigios de plantas y animales vivos forman depósitos: de petróleo, asfalto y betún. Los depósitos de gas natural contienen compuestos
formados por carbono e hidrógeno. Usos: El dióxido de carbono se utiliza en la carbonatación de bebidas, en extintores de fuego y, en estado sólido, como enfriador (hielo seco). El
monóxido de carbono se utiliza como agente reductor en muchos procesos metalúrgicos. El tetracloruro de carbono y el disulfuro de carbono son
disolventes industriales importantes. Otros carburos metálicos tienen usos importantes como refractarios y como cortadores de metal. Efectos del Carbono sobre la salud:El carbono elemental es de una
toxicidad muy baja. Silicosis en los mineros del carbón.
12,01115
1
6
Nombre Carbono
Número atómico 6
Valencia 02, +4, -4
Estado de oxidación +4
Electronegatividad 2,5
Radio covalente (Å) 0,77
Radio iónico (Å) 0,15
Radio atómico (Å) 0,914
Configuración electrónica 1s22s22p2
Primer potencial de ionización (eV) 11,34
Masa atómica (g/mol) 12,01115
Densidad (g/ml) 2,26
Punto de ebullición (ºC) -4830
Punto de fusión (ºC) -3727
Descubridor Desde las primera
civilizaciones
La Tabla periódica
24 24
Nombre Nitrógeno Número atómico 7
Valencia 1, 2,+3,-3, 4, 5
Estado de oxidación -3
Electronegatividad 3,0
Radio covalente (Å) 0,75
Radio iónico (Å) 1,71
Radio atómico (Å) 0,92
Configuración electrónica 1s22s22p3
Primer potencial de ionización (eV) 14,66
Masa atómica (g/mol) 14,66
Densidad (g/ml) 0,81
Punto de ebullición (ºC) - 195,79
Punto de fusión (ºC) -218,8
Descubridor Rutherford en 1772
Es un gas en condiciones normales, el principal constituyente de la atmósfera ( 78%).Se fija por la acción bacteriana, eléctrica (relámpagos), en el agua y suelos se encuentra en forma de nitratos y nitritos y se libera
a por la descomposición de materias orgánicas por bacterias o por combustión. Constituyente de las proteínas. Su principal fuente mineral es
el nitrato de sodio. El nitrógeno elemental tiene una reactividad baja con la mayor parte de las sustancias a temperaturas ordinarias. A altas
temperaturas, reacciona con cromo, silicio, titanio, aluminio, boro, berilio, magnesio, bario, calcio, litio, etc. para formar nitruros; con O2, para formar NO, y en presencia de un catalizador, con H a temperaturas y
presión altas forma amoniaco. El nitrógeno, carbono e hidrógeno se combinan arriba de los 1800ºC para formar cianuro de hidrógeno.
El nitrógeno, consta de dos isótopos, 14N y 15N. Además se conocen los isótopos radiactivos 12N, 13N, 16N y 17N. Usos: En la agricultura y en la industria química; de ahí la importancia de
los procesos para convertirlo en otros compuestos. El nitrógeno se usa para llenar los bulbos de las lámparas incandescentes y cuando se requiere
una atmósfera relativamente inerte. Efectos del Nitrógeno sobre la salud: Los humanos han cambiado radicalmente las proporciones naturales de nitratos y nitritos, debido a la
aplicación de estiércoles que contienen nitrato. Actúan, el nitrito uniéndose a la hemoglobina en la sangre, causando la disminución en la capacidad de
transporte de oxígeno. Disminución del funcionamiento de la glándula tiroidea (nitrato). Bajo almacenamiento de la vitamina A. (nitrato). Producción de nitrosaminas, causantes de cáncer. (nitratos y nitritos). El
óxido de nitrógeno (NO) es un mensajero vital del cuerpo para la relajación de los músculos, y está involucrado en el sistema
cardiovascular, el sistema inmunitario, el sistema nervioso central y el sistema nervioso periférico. La enzima que produce el óxido nítrico, la óxido-nítrico sintasa, es abundante en el cerebro. El óxido nítrico activa la
erección por medio de la relajación del músculo que controla el flujo de sangre en el pene. La droga Viagra trabaja liberando óxido nítrico para
producir el mismo efecto
14,66
1
7
La Tabla periódica
25 25
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. Existe en forma de moléculas diatómicas, O2, pero también existe en forma triatómica, O3,
llamada ozono. Usos: 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.
Existen equipos generadores de ozono son usados para oxidación de materias, para desinfección de piscinas... En condiciones normales el oxígeno es un gas incoloro, inodoro e insípido;
se condensa en un líquido azul claro. El oxígeno es parte de un pequeño grupo de gases ligeramente paramagnéticos, y es el más paramagnético
de este grupo. El oxígeno líquido es también ligeramente paramagnético. Casi todos los elementos químicos, menos los gases inertes, forman compuestos con el oxígeno. Entre los compuestos binarios más
abundantes de oxígeno están el agua, H2O, y la sílica, SiO2; componente principal de la arena.
Efectos del Oxígeno sobre la salud: Se necesita para respirar, pero un exceso de oxígeno no es bueno. Si se expone a grandes cantidades de oxígeno durante mucho tiempo, se pueden producir daños en los
pulmones. Efectos ambientales del Oxígeno No ha sido constatado ningún efecto
negativo del oxígeno en el medio ambiente.
15,9994
1
8
Nombre Oxígeno Número atómico 8
Valencia 2
Estado de oxidación -2
Electronegatividad 3,5
Radio covalente (Å) 0,73
Radio iónico (Å) 1,40
Radio atómico (Å) --
Configuración electrónica 1s22s22p4
Primer potencial de ionización (eV) 13,70
Masa atómica (g/mol) 15,9994
Densidad (g/ml) 1,429
Punto de ebullición (ºC) -183
Punto de fusión (ºC) -218,8
Descubridor Joseph Priestly 1774
La Tabla periódica
26 26
Nombre Fluor Número atómico 9
Valencia 1
Estado de oxidación -1
Electronegatividad 4,0
Radio covalente (Å) 0,72
Radio iónico (Å) 1,36
Radio atómico (Å) -
Configuración electrónica 1s22s22p5
Primer potencial de ionización (eV) 17,54
Masa atómica (g/mol) 18,9984
Densidad (g/ml) 1,11
Punto de ebullición (ºC) -188,2
Punto de fusión (ºC) -219,6
Descubridor Moissan en 1886
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. Es un gas de color amarillo pálido a temperaturas normales.
Usos: El espato flúor (fluoruro de calcio) aumenta la fluidez del vidrio fundido y escorias en la industria vidriera y cerámica.. La criolita, Na2AlF6,
se utiliza para formar el electrólito en la metalurgia del aluminio. El óxido de aluminio se disuelve en este electrólito, y el metal se reduce, eléctricamente, de la masa fundida. El uso de halocarburos que contienen
flúor como refrigerantes se patentó en 1930, y estos compuestos estables y volátiles encontraron un mercado como propelentes de aerosoles, así
como también en refrigeración y en sistemas de aire acondicionado, (causa del posible daño a la capa de ozono). Un uso del flúor, muy
importante durante la Segunda Guerra Mundial, fue un el enriquecimiento del isótopo fisionable 235U; el proceso más importante empleaba hexafluoruro de uranio. Este compuesto estable y volátil fue con mucho el
material más adecuado para la separación del isótopo por difusión gaseosa. Como aditivos en pastas de dientes y superficies
fluoropoliméricas antiadherentes sobre sartenes y hojas de afeitar (teflón por ejemplo). Efectos del Flúor sobre la salud: Se pueden encontrar grandes
cantidades de flúor en el té y en los mariscos. Es esencial para mantener la solidez de huesos y protege del decaimiento dental, si es aplicado con el
dentífrico dos veces al día. Si se absorbe flúor con demasiada frecuencia, puede provocar caries, osteoporosis y daños a los riñones, huesos, nervios y músculos.
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.
18,998
4
1
9
La Tabla periódica
27 27
El neón es incoloro, inodoro e insípido. No forma ningún compuesto químico. La única fuente comercial del neón es la atmósfera, aunque se
encuentran pequeñas cantidades en el gas natural, en los minerales y en los meteoritos.
Usos: En la investigación física de alta energía. Las cámaras de centelleo se llenan él para detectar el paso de partículas nucleares. El estado líquido se utiliza como refrigerante en el intervalo de 25-40 K. También en 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; son económicas y se usan como luces nocturnas y de seguridad. Efectos del Neón sobre la salud La sustancia puede ser absorbida por el
cuerpo a través de la inhalación y es asfixiante simple produce mareos, náuseas, vómitos, pérdida de consciencia y muerte. La muerte puede
resultar de errores de juicio, confusión, o pérdida de la consciencia, que impiden el auto-rescate. En la piel y ojos: Congelación en contacto con el líquido.
No se conoce ningún daño ecológico causado por este elemento.
20,179
1
10
Nombre Neón Número atómico 10
Valencia 0
Estado de oxidación
Electronegatividad -
Radio covalente (Å) 1,31
Radio iónico (Å) -
Radio atómico (Å) -
Configuración electrónica 1s22s22p6
Primer potencial de ionización (eV) 21,68
Masa atómica (g/mol) 20,179
Densidad (g/ml) 1,20
Punto de ebullición (ºC) -246
Punto de fusión (ºC) -248,6
Descubridor Sir Ramsey en 1898
La Tabla periódica
28 28
Nombre Sodio
Número atómico 11
Valencia 1
Estado de oxidación +1
Electronegatividad 0,9
Radio covalente (Å) 1,54
Radio iónico (Å) 0,95
Radio atómico (Å) 1,90
Configuración electrónica [Ne]3s1
Primer potencial de ionización (eV) 5,14
Masa atómica (g/mol) 22,9898
Densidad (g/ml) 0,97
Punto de ebullición (ºC) 892
Punto de fusión (ºC) 97,8
Descubridor Sir Humphrey Davy en 1807
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. Es un metal suave, reactivo. Usos: Desde el punto de vista comercial, es el más importante de los
metales alcalinos. Las sales de sodio se encuentran en el agua de mar, lagos salados, lagos alcalinos y manantiales minerales. Las más importantes 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.
El sodio metálico reacciona con rapidez con el agua, y también con nieve y hielo, para producir hidróxido de sodio e hidrógeno. Cuando se expone al aire, el sodio metálico recién cortado pierde su apariencia plateada y
adquiere color gris opaco por la formación de un recubrimiento de óxido de sodio. No reacciona con nitrógeno, incluso a temperaturas muy elevadas,
pero puede reaccionar con amoniaco para formar amida de sodio. El sodio y el hidrógeno reaccionan arriba de los 200ºC para formar el hidruro de sodio. El sodio reacciona difícilmente con el carbono, si es que reacciona,
pero sí lo hace con los halógenos. También reacciona con varios halogenuros metálicos para dar el metal y cloruro de sodio.
Efectos del Sodio sobre la salud: Es un componente de muchas comidas, por ejemplo la sal común. Es necesario para mantener el balance del metabolismo, el funcionamiento de nervios y músculos. Un exceso
puede dañar los riñones y producir hipertensión. Los humos de hidróxido sódico son irritantes para los ojos, nariz y piel. Puede producir quemaduras
22,9898
1
11
La Tabla periódica
29 29
Elemento químico, metálico, es blanco plateado y muy ligero. Es muy abundante en la naturaleza, y se halla en cantidades importantes en
muchos minerales rocosos, como la dolomita, magnesita, olivina y serpentina y también en el agua de mar, salmueras subterráneas y lechos
salinos. Usos: Es químicamente muy activo. Utilizado como catalizador, el magnesio sirve para promover reacciones orgánicas de condensación,
reducción, adición y deshalogenación Tiene la capacidad para formar aleaciones mecánicamente resistentes con aluminio, manganeso, zirconio,
zinc, metales de tierras raras y torio. Efectos del Magnesio sobre la salud: El polvo de magnesio puede irritar las membranas mucosas o el tracto respiratorio superior tiene baja
toxicidad. Ojos: el polvo de magnesio ardiendo sin gafas especiales puede producir una ceguera temporal, debido a la intensa llama blanca. Es
sospechoso de ser cancerígeno, mutagénico o teratógeno. Puede incendiarse espontáneamente al contacto con el aire produciendo gases irritantes o tóxicos o explotar. Reacciona con ácidos y agua formando gas
hidrógeno inflamable, provocando riesgo de incendio y de explosión.
24,305
1
12
Nombre Magnesio Número atómico 12
Valencia 2
Estado de oxidación +2
Electronegatividad 1,2
Radio covalente (Å) 1,30
Radio iónico (Å) 0,65
Radio atómico (Å) 1,60
Configuración electrónica [Ne]3s2
Primer potencial de ionización (eV) 7,65
Masa atómica (g/mol) 24,305
Densidad (g/ml) 1,74
Punto de ebullición (ºC) 1107
Punto de fusión (ºC) 650
Descubridor Sir Humphrey Davy en 1807
La Tabla periódica
30 30
Nombre Aluminio Número atómico 13
Valencia 3
Estado de oxidación +3
Electronegatividad 1,5
Radio covalente (Å) 1,18
Radio iónico (Å) 0,50
Radio atómico (Å) 1,43
Configuración electrónica [Ne]3s23p1
Primer potencial de ionización (eV) 6,00
Masa atómica (g/mol) 26,9815
Densidad (g/ml) 2,70
Punto de ebullición (ºC) 2450
Punto de fusión (ºC) 660
Descubridor Hans Christian Oersted en 1825
Es el elemento metálico más abundante en la Tierra y en la Luna, pero
nunca está en forma libre se encuentra en rocas ígneas, en arcillas y bauxita. Las aleaciones de aluminio son ligeras, fuertes, y de fácil
formación, son fáciles de ensamblar, fundir o maquinar y aceptan gran variedad de acabados. Usos: Es estable al aire y resistente a la corrosión por el agua de mar, a
muchas soluciones acuosas y otros agentes químicos. Esto se debe a la protección del metal por una capa impenetrable de óxido. El aluminio
fundido puede tener reacciones explosivas con agua. No debe entrar en contacto con herramientas ni con contenedores húmedos. A temperaturas altas, reduce muchos compuestos que contienen oxígeno, sobre todo los
óxidos metálicos. Estas reacciones se aprovechan en la manufactura de ciertos metales y aleaciones. Su aplicación en la construcción representa
un gran mercado puertas, ventanas, automóviles, aviones, etc. Efectos del Aluminio sobre la salud: Es un compuesto inocente. La forma soluble en agua causa efectos perjudiciales, se puede tomar a
través de la comida, respirarlo y por contacto en la piel y causar: Daño al sistema nervioso central, problemas en los riñones demencia, pérdida de
la memoria, temblores severos. Efectos ambientales del Aluminio Puede acumularse en las plantas y causar problemas de salud a animales que las consumen. Las
consecuencias para los pájaros que consumen peces contaminados es que la cáscara de los huevos es más fina y los pollitos nacen con bajo peso.
Las consecuencias para los animales que respiran el Aluminio a través del aire son problemas de pulmones, pérdida de peso y declinación de la actividad. Otro efecto negativo en el ambiente del Aluminio es que estos
iones pueden reaccionar con los fosfatos, los cuales causan que el fosfato no esté disponible para los organismos acuáticos.
26,9815
1
13
La Tabla periódica
31 31
Es el elemento electropositivo más abundante de la corteza terrestre.
Forma compuestos con 64 de los 92 elementos estables. Es un metaloide con marcado lustre metálico y sumamente quebradizo. Usos: El silicio elemental se emplean como integrantes de aleaciones para
dar mayor resistencia al aluminio, magnesio, cobre y otros metales y 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.
Efectos del Silicio sobre la salud: El silicio elemental es un material inerte. Sin embargo, se han documentado lesiones pulmonares leves en
animales de laboratorio sometidos a inyecciones intratraqueales de polvo de silicio. El polvo de silicio tiene pocos efectos adversos sobre los pulmones y no parece producir enfermedades orgánicas significativas o
efectos tóxicos cuando las exposiciones se mantienen por debajo de los límites de exposición recomendados. El silicio puede tener efectos crónicos
en la respiración. El dióxido de silicio (cuarzo, diatomeas, trabajadores del granito, trabajadores de cerámica, trabajadores de ladrillos) irrita la piel y los ojos por contacto desorden inmunológico y enfermedades autoinmunes
artritis reumatoide enfermedades renales y cáncer de pulmón. No se ha informado de efectos negativos del silicio sobre el medio
ambiente.
28,086
1
14
Nombre Silicio Número atómico 14
Valencia 4
Estado de oxidación +4
Electronegatividad 1,8
Radio covalente (Å) 1,11
Radio iónico (Å) 0,41
Radio atómico (Å) 1,32
Configuración electrónica [Ne]3s23p2
Primer potencial de ionización (eV) 8,15
Masa atómica (g/mol) 28,086
Densidad (g/ml) 2,33
Punto de ebullición (ºC) 2680
Punto de fusión (ºC) 1410
Descubridor Jons Berzelius en 1823
La Tabla periódica
32 32
Nombre Fósforo Número atómico 15
Valencia +3, -3, 5, 4
Estado de oxidación +5
Electronegatividad 2,1
Radio covalente (Å) 1,06
Radio iónico (Å) 0,34
Radio atómico (Å) 1,28
Configuración electrónica [Ne]3s23p3
Primer potencial de ionización (eV) 11,00
Masa atómica (g/mol) 30,9738
Densidad (g/ml) 1,82
Punto de ebullición (ºC) 280
Punto de fusión (ºC) 44,2
Descubridor Hennig Brandt en 1669
Es la base de gran número de compuestos, de los cuales los más
importantes son los fosfatos, desempeñan un papel esencial en la transferencia de energía (ATP), como el metabolismo, la fotosíntesis, la función nerviosa y la acción muscular material hereditario (ADN) y
coenzimas. Los esqueletos de los animales están formados por fosfato de calcio.
Usos: Cerca de tres cuartas partes del fósforo total se emplean en Estados Unidos como fertilizantes. Otras aplicaciones son 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. 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.
Efectos del Fósforo sobre la salud: El fósforo blanco es extremadamente venenoso (veneno de rata) se experimentan náuseas,
convulsiones y desfallecimiento, el desenlace puede ser fatal. El Fósforo se encuentra como fosfato. Demasiado fosfato puede causar problemas de salud, como es daño a los riñones y osteoporosis. Demasiado poco fosfato
puede causar problemas de salud. Efectos ambientales del Fósforo: El fósforo blanco entra en el ambiente
cuando el ejército lo usa como munición. A través de descargas de aguas residuales el fósforo blanco termina en suelos profundos y en el fondo de los ríos y lagos el fósforo puede permanecer miles de años.
30,97
38
1
15
La Tabla periódica
33 33
Se encuentra como elemento libre cerca de las regiones volcánicas
Usos: La producción de compuestos de azufre. La vulcanización del caucho, en atomizadores con azufre para combatir parásitos de las
plantas, en la manufactura de fertilizantes artificiales y en ciertos tipos de cementos y aislantes eléctricos, en algunos ungüentos y medicinas y en la manufactura de pólvora y fósforos. Los compuestos de azufre se emplean
en la manufactura de productos químicos, textiles, jabones, fertilizantes, pieles, plásticos, refrigerantes, agentes blanqueadores, drogas, tintes,
pinturas, papel y otros productos. El sulfuro de hidrógeno (H2S) es el compuesto más importante que contiene sólo hidrógeno y azufre. Es un gas incoloro que tiene un olor
fétido (semejante al de los huevos podridos) y es muchísimo más venenoso que el monóxido de carbono, pero se advierte su presencia (por
su olor) antes de que alcance concentraciones peligrosas. Efectos del Azufre sobre la salud: Se encuentra en la naturaleza en
forma de sulfuros. Presentan un olor desagradable y a menudo son altamente tóxicos. En general las sustancias sulfurosas pueden tener los siguientes efectos en la salud humana: Efectos neurológicos y cambios en
el comportamiento, alteración de la circulación sanguínea, daños cardiacos, efectos en los ojos y en la vista, fallos reproductores, daños al
sistema inmunitario, desórdenes estomacales y gastrointestinales, daños en las funciones del hígado y los riñones, defectos en la audición, asfixia y embolia pulmonar, efectos dermatológicos.
32,064
1
16
Nombre Azufre Número atómico 16
Valencia +2, 2, 4, 6
Estado de oxidación - 2
Electronegatividad 2,5
Radio covalente (Å) 1,02
Radio iónico (Å) 1,84
Radio atómico (Å) 1,27
Configuración electrónica [Ne]3s23p4
Primer potencial de ionización (eV) 10,36
Masa atómica (g/mol) 32,064
Densidad (g/ml) 2,07
Punto de ebullición (ºC) 444,6
Punto de fusión (ºC) 119,0 Descubridor Desde antiguo
La Tabla periódica
34 34
Nombre Cloro Número atómico 17
Valencia +1, -1, 3, 5, 7
Estado de oxidación -1
Electronegatividad – 3,0
Radio covalente (Å) 0,99
Radio iónico (Å) 1,81
Radio atómico (Å) -
Configuración electrónica [Ne]3s23p5
Primer potencial de ionización (eV) 13,01
Masa atómica (g/mol) 35,453
Densidad (g/ml) 1,56
Punto de ebullición (ºC) -34,7
Punto de fusión (ºC) -101,0
Descubridor Carl Wilhelm Scheele en 1774
Es un gas amarillo-verdoso a temperaturas y presiones ordinarias. 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. Usos: Los mayores consumidores de cloro son las compañías que producen dicloruro de etileno y otros disolventes clorinados, resinas de
cloruro de polivinilo (PVC), clorofluorocarbonos (CFCs) y óxido de propileno. Las compañías papeleras utilizan cloro para blanquear el papel.
Las plantas de tratamiento de agua y de aguas residuales utilizan cloro para reducir los niveles de microorganismos que pueden propagar
enfermedades entre los humanos (desinfección) Efectos del Cloro sobre la salud Es un gas altamente reactivo. El cloro entra en el cuerpo al ser respirado el aire contaminado o al ser consumido
con comida o agua contaminadas. No permanece en el cuerpo, debido a su reactividad. La respiración de pequeñas cantidades de cloro durante cortos
periodos de tiempo afecta negativamente al sistema respiratorio humano. Los efectos van desde tos y dolor pectoral hasta retención de agua en los pulmones. Irrita la piel, y los ojos.
35,453
1
17
La Tabla periódica
35 35
Gas noble, inerte o raro, 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. Se produce
por la descomposición radiactiva del radioisótopo potasio-40. Es incoloro, inodoro e insípido. En condiciones normales es un gas pero puede licuarse y solidificarse con facilidad. No forma compuestos químicos
en el sentido normal aunque forma algunos compuestos enlazados con agua, hidroquinona y fenol.
Usos: En lámparas eléctricas o bombillas. El corte y soldadura de metales. El argón y las mezclas de argón-kriptón se utilizan, con un poco de vapor de mercurio, para llenar lámparas fluorescentes. El argón mezclado con
algo de neón se utiliza para llenar tubos fluorescentes de descarga eléctrica empleados en letreros de propaganda (parecidos a los anuncios
de neón); esto se hace cuando se desea un color azul o verde en lugar del color rojo del neón. El argón se utiliza también para llenar tiratrones de contadores de radiación Geiger-Müller, en cámaras de ionización con las
que se mide la radiación cósmica y tubos electrónicos de varias clases. La atmósfera de argón se utiliza en la manipulación de reactivos químicos en
el laboratorio y en el sellado de empaques de estos materiales. La mayor cantidad de argón se produce en plantas de separación de aire. El aire se
licua y se somete a una destilación fraccionada. Efectos del Argón sobre la salud La sustancia puede ser absorbida por el cuerpo por inhalación Provoca Mareos, pesadez, dolor de cabeza o
asfixia cuando esto ocurre en un recinto cerrado. Piel: Congelación en contacto con el líquido. Ojos: Congelación en contacto con el líquido.
39,94
8
1
18
Nombre Argón
Número atómico 18
Valencia 0
Estado de oxidación
Electronegatividad -
Radio covalente (Å) 1,74
Radio iónico (Å) -
Radio atómico (Å) -
Configuración electrónica [Ne]3s23p6
Primer potencial de ionización (eV) 15,80
Masa atómica (g/mol) 39,948
Densidad (g/ml) 1,40
Punto de ebullición (ºC) -185,8
Punto de fusión (ºC) -189,4 Descubridor Sir Ramsey en 1894
La Tabla periódica
36 36
Nombre Potasio
Número atómico 19
Valencia 1
Estado de oxidación +1
Electronegatividad 0,8
Radio covalente (Å) 1,96
Radio iónico (Å) 1,33
Radio atómico (Å) 2,35
Configuración electrónica [Ar]4s1
Primer potencial de ionización (eV) 4,73
Masa atómica (g/mol) 39,098
Densidad (g/ml) 0,97
Punto de ebullición (ºC) 760
Punto de fusión (ºC) 97,8
Descubridor Sir H. Davy en 1808
Metal reactivo es ligero y blando. Se parece mucho al sodio en su
comportamiento en forma metálica. 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, es el sexto más abundante en solución. Usos: El cloruro de potasio se utiliza principalmente en mezclas
fertilizantes. 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. Efectos del Potasio sobre la salud: El potasio puede ser encontrado en
vegetales, frutas, patatas, carne, pan, leche y frutos secos. Juega un importante papel en los sistemas de fluidos físicos de los humanos y asiste
en las funciones de los nervios. Cuando nuestros riñones no funcionan bien se puede dar la acumulación de potasio. Esto puede llevar a cabo una
perturbación en el ritmo cardiáco. Efectos ambientales del Potasio: Junto con el nitrógeno y el fósforo, el potasio es uno de los macronutrients esenciales para la supervivencia de
las plantas para mantener la presión osmótica y el tamaño de la célula, influyendo de esta forma en la fotosíntesis y en la producción de energía,
así como en la apertura de los estomas y el aporte de dióxido de carbono, la turgencia de la planta y la translocación de los nutrientes. Las consecuencias de niveles bajos de potasio se muestran por variedad
de síntomas: restricción del crecimiento, reducción del florecimiento, cosechas menos abundantes y menor calidad de producción. Elevados
niveles de potasio soluble en el agua pueden causar daños a las semillas en germinación, inhiben la toma de otros minerales y reducen la calidad del cultivo
39,098
1
19
La Tabla periódica
37 37
Es el tercer metal más abundante en la corteza terrestre. 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. Usos: El calcio metálico se prepara en la industria por electrólisis del cloruro de calcio fundido. El metal se emplea en aleaciones de aluminio
para cojinetes, como auxiliar en la remoción del bismuto del plomo, así como controlador de carbono grafítico en el hierro fundido. Como
desoxidante en la manufactura de muchos aceros; como agente reductor en la preparación de metales como el cromo, torio, y uranio y como
material de separación para mezclas gaseosas de nitrógeno y argón. El óxido de calcio, CaO, se produce por descomposición térmica de los minerales de carbonato en altos hornos. El óxido se utiliza en arcos de luz
de alta intensidad (luz de cal). El carbonato de calcio (el espato de Islandia y la calcita) y el mármol tienen gran demanda como material de
construcción. El sulfato de calcio dihidratado es el yeso, constituye la mayor porción del cemento Portland, y se ha empleado para reducir la alcalinidad de los suelos.
Efectos del Calcio sobre la salud se encuentra en la leche y productos lácteos, y también en frutos secos, vegetales, etc. Es un componente
esencial para la preservación del esqueleto y dientes de los humanos, en funciones de los nervios y musculares. El uso de más de 2,5 gramos de calcio por día sin una necesidad médica puede llevar a cabo el desarrollo
de piedras en los riñones, esclerosis y problemas en los vasos sanguíneos. La falta de calcio es una de las causas principales de la osteoporosis. Para
preservar la masa ósea se necesitan unos 1.000 miligramos (mg) diarios
de calcio tanto para hombres como para mujeres que no han llegado a la menopausia. Pasada la menopausia se necesitan unos 1.500 mg. El fosfato de calcio es muy tóxico para los organismos
40,08
1
20
Nombre Calcio Número atómico 20
Valencia 2
Estado de oxidación +2
Electronegatividad 1,0
Radio covalente (Å) 1,74
Radio iónico (Å) 0,99
Radio atómico (Å) 1,97
Configuración electrónica [Ar]4s2
Primer potencial de ionización (eV) 6,15
Masa atómica (g/mol) 40,08
Densidad (g/ml) 1,55
Punto de ebullición (ºC) 1440
Punto de fusión (ºC) 838
Descubridor Sir H. Davy en 1808
La Tabla periódica
38 38
Nombre Galio Número atómico 31
Valencia 3
Estado de oxidación +3
Electronegatividad 1,6
Radio covalente (Å) 1,26
Radio iónico (Å) 0,62
Radio atómico (Å) 1,41
Configuración electrónica [Ar]3d104s24p1
Primer potencial de ionización (eV) 6,02
Masa atómica (g/mol) 69,72
Densidad (g/ml) 5,91
Punto de ebullición (ºC) 2237
Punto de fusión (ºC) 29,8
Descubridor Lecoq de Boisbaudran 1875
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, tiene un gran intervalo de temperatura en el estado líquido. El galio es semejante químicamente al aluminio.
Usos: 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. 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. Ha dado excelentes resultados como semiconductor para
uso en rectificadores, transistores, fotoconductores, fuentes de luz, diodos láser y aparatos de refrigeración. Efectos del Galio sobre la salud No tiene beneficios probados en las
funciones corporales, y lo más probable es que solo esté presente debido a las pequeñas cantidades en el ambiente natural, en el agua, y en los residuos en los vegetales o frutas. Se sabe que algunas vitaminas y aguas
de distribución comercial contienen cantidades traza de galio de menos de una parte por millón. El galio puro no es una sustancia peligrosa por
contacto para los humanos. Ha sido manipulada muchas veces solo por el simple placer de observar como se derrite por el calor emitido por una mano humana. Sin embargo, deja manchas en las manos. Incluso el
componente radioactivo del galio, citrato de galio (67Ga), puede ser inyectado en el cuerpo y usado para escáneres con galio sin efectos
perjudiciales. Aunque no es peligroso en pequeñas cantidades, no debe ser consumido a propósito en grandes dosis. Por ejemplo, altas exposiciones al cloruro de galio (III) pueden causar irritación de la garganta, dificultades
de respiración, dolores pectorales, y sus vapores pueden provocar afecciones muy graves como edema pulmonar y parálisis parcial.
69,72
1
31
La Tabla periódica
39 39
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. 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 se comporta como un material quebradizo. Usos: Tiene varias aplicaciones importantes, especialmente en la industria
de los semiconductores. El primer dispositivo de estado sólido, el transistor, fue hecho de germanio. Los cristales especiales de germanio se usan como sustrato para el crecimiento en fase vapor de películas finas de
GaAs y GaAsP en algunos diodos emisores de luz. Se emplean lentes y filtros de germanio en aparatos que operan en la región infrarroja del
espectro. Mercurio y cobre impregnados de germanio son utilizados en detectores infrarrojos; los granates sintéticos con propiedades magnéticas pueden tener aplicaciones en los dispositivos de microondas para alto
poder y memoria de burbuja magnética; los aditivos de germanio incrementa los amper-horas disponibles en acumuladores.
Efectos Germanio sobre la salud El hidruro de germanio y el tetrahidruro de germanio son extremadamente inflamables e incluso explosivos cuando son mezclados con el aire. Inhalación: Calambres
abdominales. Sensación de quemadura. Tos. Piel: Enrojecimiento. Dolor. Ojos: Irritación, enrojecimiento. Dolor.
72,59
1
32
Nombre Germanio Número atómico 32
Valencia 4
Estado de oxidación +4
Electronegatividad 1,8
Radio covalente (Å) 1,22
Radio iónico (Å) 0,53
Radio atómico (Å) 1,37
Configuración electrónica [Ar]3d104s24p2
Primer potencial de ionización (eV) 8,16
Masa atómica (g/mol) 72,59
Densidad (g/ml) 5,32
Punto de ebullición (ºC) 2830
Punto de fusión (ºC) 937,4
Descubridor Clemens Winkler 1886
La Tabla periódica
40 40
Nombre Astato Número atómico 33
Valencia +3, -3, 5
Estado de oxidación +5
Electronegatividad 2,1
Radio covalente (Å) 1,19
Radio iónico (Å) 0,47
Radio atómico (Å) 1,39
Configuración electrónica [Ar]3d104s24p3
Primer potencial de ionización (eV) 10,08
Masa atómica (g/mol) 74,922
Densidad (g/ml) 5,72
Punto de ebullición (ºC) 613
Punto de fusión (ºC) 817
Descubridor Desde antiguo
Se encuentra distribuido ampliamente en la naturaleza. Se encuentra natural como mineral de cobalto, aunque por lo general está en la
superficie de las rocas combinado con azufre o metales como Mn, Fe, Co, Ni, Ag o Sn. El principal mineral del arsénico es el FeAsS (arsenopirita). La
As4S4 (realgarita) y As4S6 (oropimente). Usos: El arsénico elemental tiene pocos usos. En el estado sólido se ha empleado ampliamente en los materiales láser GaAs y como agente
acelerador en la manufactura de varios aparatos. El óxido de arsénico se utiliza en la elaboración de vidrio. Los sulfuros de arsénico se usan como
pigmentos y en juegos pirotécnicos. El arseniato de hidrógeno se emplea en medicina, así como otros compuestos de arsénico. La mayor parte de la aplicación medicinal de los compuestos de arsénico se basa en su
naturaleza tóxica. Efectos del Arsénico sobre la salud Es uno de los elementos más
tóxicos que pueden encontrarse. Se pueden estar expuestos al Arsénico a través de la comida, agua y aire o por contacto con la piel con suelo o agua que contenga Arsénico. Los niveles de Arsénico en peces y mariscos
pueden ser altas, porque absorben Arsénico del agua donde viven. Por suerte la forma de Arsénico orgánico es menos dañina, pero peces que
contienen significantes cantidades de Arsénico inorgánico pueden ser un peligro para la salud humana. La exposición al Arsénico puede ser más alta en personas que bebe significantes cantidades de vino, que vive en
casas que contienen conservantes de la madera y en granjas donde se aplican pesticidas antiguos. El Arsénico inorgánico puede causar varios
efectos sobre la salud, como es irritación del estómago e intestinos, disminución en la producción de glóbulos rojos y blancos, cambios en la piel, e irritación de los pulmones. Puede intensificar las posibilidades de
desarrollar cáncer, de piel, pulmón, hígado, y linfa, así como causar infertilidad y abortos. Finalmente, el Arsénico inorgánico puede dañar el
ADN. El Arsénico orgánico no puede causar cáncer, ni tampoco daño al ADN. Pero exposiciones a dosis elevadas puede causar ciertos efectos sobre la salud humana, como es lesión de nervios y dolores de estómago.
74,922
1
33
La Tabla periódica
41 41
Ampliamente distribuido en la corteza terrestre, en forma de seleniuros de elementos pesados y, en menor cantidad, como elemento libre en
asociación con azufre elemental. Usos: Sus minerales no se encuentran en suficiente cantidad para tener
utilidad, como fuente comercial, y por ello los minerales de sulfuro de cobre seleníferos son los que representan la fuente primaria. Los usos más importantes 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. También en exposímetros fotográficos y como aditivo metalúrgico que mejora la capacidad de ciertos aceros para ser
maquinados. Efectos del Selenio sobre la salud: La exposición al selenio tiene lugar
bien a través de la comida, porque está presente naturalmente en los
cereales y la carne. Los humanos necesitan absorber ciertas cantidades de selenio diariamente, con el objeto de mantener una buena salud o el agua, o cuando nos ponemos en contacto con tierra o aire que contiene altas
concentraciones de selenio. Cuando hay escasez puede producir problemas de corazón y musculares. Los efectos sobre la salud de las diversas formas
del selenio pueden variar de pelo quebradizo y uñas deformadas, a sarpullidos, calor, hinchamiento de la piel y dolores agudos. Cuando el selenio acaba en los ojos las personas experimentan quemaduras,
irritación y lagrimeo. El envenenamiento por selenio puede incluso causar la muerte. La sobrexposición a vapores de selenio puede producir
acumulación de líquido en los pulmones, mal aliento, bronquitis, neumonía, asma bronquítica, náuseas, escalofríos, fiebre, dolor de cabeza, de garganta, falta de aliento, conjuntivitis, vómitos, dolores abdominales,
diarrea y agrandamiento del hígado. El selenio es irritante y sensibilizador de los ojos y del sistema respiratorio superior. El dióxido de selenio
reacciona con la humedad para formar ácido selénico, que es corrosivo para la piel y ojos.
78,96
1
34
Nombre Selenio Número atómico 34
Valencia +2, -2,4, 6
Estado de oxidación -2
Electronegatividad 2,4
Radio covalente (Å) 1,40
Radio iónico (Å) 1,98
Radio atómico (Å) -
Configuración electrónica [Ar]3d104s24p4
Primer potencial de ionización (eV) 9,82
Masa atómica (g/mol) 78,96
Densidad (g/ml) 4,79
Punto de ebullición (ºC) 685
Punto de fusión (ºC) 217
Descubridor Jons Berzelius 1817
La Tabla periódica
42 42
Nombre Bromo Número atómico 35
Valencia +1, -1, 3, 5, 7
Estado de oxidación -1
Electronegatividad 2,8
Radio covalente (Å) 1,14
Radio iónico (Å) 1,95
Radio atómico (Å) -
Configuración electrónica [Ar]3d104s24p5
Primer potencial de ionización (eV) 11,91
Masa atómica (g/mol) 79,909
Densidad (g/ml) 3,12
Punto de ebullición (ºC) 58
Punto de fusión (ºC) -7,2
Descubridor Anthoine Balard en 1826
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. Se encuentra en concentraciones bajas en forma de sales salmueras subterráneas y lagos salados.
Usos: Muchos bromuros inorgánicos tienen uso industrial, pero los orgánicos tienen más aplicaciones. Se usan como agentes desinfectantes en albercas y agua potable. Como sprays para matar insectos. Son
venenosas también para los animales más grandes y los humanos. Como fluidos de trabajo en medidores, fluidos hidráulicos, intermediarios en la
fabricación de colorantes, en acumuladores, en supresores de explosión y sistemas de extinción de fuego. La densidad de los compuestos de bromo también los hace útiles en la separación gradual del carbón y otros
minerales por gradientes de densidad. Efectos del Bromo sobre la salud causa daño a la piel en forma casi
instantánea y es difícil de eliminar rápidamente para que no provoque
quemaduras dolorosas que sanan con lentitud. Sus vapores son muy tóxicos, pero su olor sirve como aviso; es difícil permanecer en un área de suficiente concentración para ser dañado en forma permanente. Los
efectos son disfunciones del sistema nervioso y alteraciones del material genético. Pero los bromuros orgánicos pueden también dañar ciertos
órganos como el hígado, riñones, pulmones y testículos y puede causar disfunciones estomacales y gastrointestinales. A través de la comida y del agua absorbemos altas dosis de bromuros inorgánicos. Estos bromuros
pueden perjudicar al sistema nervioso y la glándula tiroides.
79,909
1
35
La Tabla periódica
43 43
Gas noble. Incoloro, inodoro e insípido. 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
Usos: 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.
Efectos del Kriptón sobre la salud Este gas es inerte y está clasificado como un asfixiante simple. La inhalación de éste en concentraciones
excesivas puede resultar en mareos, náuseas, vómitos, pérdida de consciencia y muerte. La muerte puede resultar de errores de juicio,
confusión, o pérdida de la consciencia, que impiden el autorescate. A bajas concentraciones de oxígeno, la pérdida de consciencia y la muerte pueden ocurrir en segundos sin ninguna advertencia.
Síntomas: Los primeros síntomas producidos por un asfixiante simple son respiración rápida y hambre de aire. La alerta mental disminuye y la
coordinación muscular se ve perjudicada. El juicio se vuelve imperfecto y todas las sensaciones se deprimen. Normalmente resulta en inestabilidad emocional y la fatiga se presenta rápidamente. A medida que la asfixia
progresa, pueden presentarse náuseas y vómitos, postración y pérdida de consciencia, y finalmente convulsiones, coma profundo y muerte.
83,80
1
36
Nombre Kripton
Número atómico 36
Valencia 0
Estado de oxidación
Electronegatividad -
Radio covalente (Å) 1,89
Radio iónico (Å) -
Radio atómico (Å) -
Configuración electrónica [Ar]3d104s24p6
Primer potencial de ionización (eV) 14,09
Masa atómica (g/mol) 83,80
Densidad (g/ml) 2,6
Punto de ebullición (ºC) -152
Punto de fusión (ºC) -157,3 Descubridor Sir Ramsey en 1898
La Tabla periódica
44 44
Nombre Rubidio
Número atómico 37
Valencia 1
Estado de oxidación +1
Electronegatividad 0,8
Radio covalente (Å) 2,11
Radio iónico (Å) 1,48
Radio atómico (Å) 2,48
Configuración electrónica [Kr]5s1
Primer potencial de ionización (eV) 4,19
Masa atómica (g/mol) 85,47
Densidad (g/ml) 1,53
Punto de ebullición (ºC) 688
Punto de fusión (ºC) 38,9
Descubridor Robert Wilhem Bunsen
y Gustav Robert Kirchhoff en 1861
Es un metal alcalino, reactivo, ligero y de bajo punto de fusión. 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.
Usos: 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.
Efectos del Rubidio sobre la salud Efectos de la exposición: Reacciona con el agua. Moderadamente tóxico por ingestión. Si el rubidio se incendia, provocará quemaduras térmicas. El rubidio reacciona
rápidamente con la humedad de la piel para formar hidróxido de rubidio, que provoca quemaduras térmicas en los ojos y piel. Señales y síntomas
de sobre-exposición: Quemaduras en piel y ojos. Problemas para ganar peso, ataxia, hiper irritación, úlceras en la piel, y nerviosismo extremo. Afecciones médicas agravadas por la exposición: Enfermos del corazón,
desequilibrios del potasio.
85,47
1
37
La Tabla periódica
45 45
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.
Usos: 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.
Efectos del Estroncio sobre la salud La toma de alta concentraciones
de Estroncio no es conocida generalmente como un gran peligro para la salud humana. En algún caso alguien experimenta una reacción alérgica hacia el Estroncio, pero no ha habido casos desde entonces. Para los niños
una toma excesiva puede ser un riesgo para la salud, debido a que puede causar problemas en el crecimiento de los huesos.
Los niveles de Estroncio en la comida y agua no son suficientemente altos para ser capaz de producir estos efectos.
87,62
1
38
Nombre Estroncio Número atómico 38
Valencia 2
Estado de oxidación +2
Electronegatividad 1,0
Radio covalente (Å) 1,92
Radio iónico (Å) 1,13
Radio atómico (Å) 2,15
Configuración electrónica [Kr]5s2
Primer potencial de ionización (eV) 5,73
Masa atómica (g/mol) 87,62
Densidad (g/ml) 2,6
Punto de ebullición (ºC) 1380
Punto de fusión (ºC) 768
Descubridor A. Crawford en 1790
La Tabla periódica
46 46
Nombre Indio Número atómico 49
Valencia 3
Estado de oxidación +3
Electronegatividad 1,7
Radio covalente (Å) 1,44
Radio iónico (Å) 0,81
Radio atómico (Å) 1,66
Configuración electrónica [Kr]4d105s25p1
Primer potencial de ionización (eV) 5,80
Masa atómica (g/mol) 114,82
Densidad (g/ml) 7,31
Punto de ebullición (ºC) 2000
Punto de fusión (ºC) 156,2
Descubridor Ferdinand Reich 1863
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.
Usos: 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.
Efectos del Indio sobre la salud El indio no tiene ningún papel biológico. Se dice que en pequeñas dosis estimula el metabolismo. Todos los
compuestos del indio deben ser considerados como altamente tóxicos. Los compuestos del
indio provocan daños en el corazón, riñones e hígado y pueden ser teratógenos.
Los datos disponibles acerca de los efectos de esta sustancia en la salud humana son insuficientes, por lo que se deben tomar extremas
precauciones.
114,82
1
49
La Tabla periódica
47 47
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. 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.
Usos: Una aplicación importante es el recubrimiento de envases de acero para conservar alimentos y bebidas. Otros empleos importantes son: aleaciones para soldar, bronces, 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. Efectos del Estaño sobre la salud: Se aplica principalmente en varias sustancias orgánicas. Los enlaces orgánicos son las formas más peligrosas
para los humanos. A pesar de su peligro son aplicadas en gran número de industrias, tales como la industria de la pintura y del plástico, y en la
agricultura a través de los pesticidas. Los efectos pueden variar dependiendo del compuesto, cuanto más largos sean los enlaces de
hidrógeno, menos peligrosa para la salud humana será la sustancia del estaño podemos absorberlo a través de la comida de la respiración y a través de la piel. Produce: Irritaciones de ojos y piel dolores de cabeza,
estómago, vómitos y mareos. Efectos a largo plazo: Daños hepáticos,
disfunción del sistema inmunitario, daños cromosómicos, daños cerebrales (provocando ira, trastornos del sueño, olvidos y dolores de cabeza),
escasez de glóbulos rojos, depresiones.
118,69
1
50
Nombre Estaño Número atómico 50
Valencia 2, 4
Estado de oxidación +4
Electronegatividad 1, 8
Radio covalente (Å) 1,41
Radio iónico (Å) 0,71
Radio atómico (Å) 1,62
Configuración electrónica [Kr]4d105s25p2
Primer potencial de ionización (eV) 7,37
Masa atómica (g/mol) 118.69
Densidad (g/ml) 7,30
Punto de ebullición (ºC) 2270
Punto de fusión (ºC) 231,9 Descubridor Desde la antiguedad
La Tabla periódica
48 48
Nombre Antimonio Número atómico 51
Valencia +3, -3, 5
Estado de oxidación +5
Electronegatividad 1,9
Radio covalente (Å) 1,38
Radio iónico (Å) 0,62
Radio atómico (Å) 1,59
Configuración electrónica [Kr]4d105s25p3
Primer potencial de ionización (eV) 8,68
Masa atómica (g/mol) 121,75
Densidad (g/ml) 6,62
Punto de ebullición (ºC) 1380
Punto de fusión (ºC) 630,5
Descubridor Desde antiguo
No es un elemento abundante en la naturaleza; raras veces se encuentra en forma natural, a menudo como una mezcla isomorfa con arsénico: la
allemonita. Su símbolo Sb se deriva de la palabra latina stibium. El antimonio se encuentra principalmente en la naturaleza como Sb2S3
(estibnita, antimonita); el Sb2O3 (valentinita) se halla como producto de descomposición de la estibnita. El antimonio difiere de los metales normales por tener una conductividad
eléctrica menor en estado sólido que en estado líquido (como su compañero de grupo el bismuto). El antimonio metálico es muy
quebradizo, de color blanco-azuloso con un brillo metálico característico, de apariencia escamosa. Aunque a temperaturas normales es estable al aire, cuando se calienta se quema en forma luminosa desprendiendo
humos blancos de Sb2O3. La vaporización del metal forma moléculas de Sb4O6, que se descomponen en Sb2O3 por arriba de la temperatura de
transición. El antimonio se obtiene calentando el sulfuro con hierro, o calentando el sulfuro y el sublimado de Sb4O6 obtenido se reduce con
carbono; el antimonio de alta pureza se produce por refinado electrolítico. Usos: Se utiliza en muchas aleaciones (1-20%), en especial de plomo, las
cuales son más duras y resistentes mecánicamente que el plomo puro; casi la mitad de todo el antimonio producido se consume en acumuladores,
revestimiento de cables, cojinetes antifricción y diversas clases de metales de consumo. La propiedad que tienen las aleaciones de Sn-Sb-Pb de
dilatarse al enfriar el fundido permiten la producción de vaciados finos, que hacen útil este tipo de metal. Efectos del Antimonio sobre la salud: Las personas que trabajan con
antimonio pueden sufrir los efectos de la exposición por respirar polvo de antimonio puede provocar irritación de los ojos, piel y pulmones. Si la
exposición continúa se pueden producir efectos más graves, tales como enfermedades pulmonares, problemas de corazón, diarrea, vómitos severos y úlceras estomacales. No se sabe si el antimonio puede provocar
cáncer o fallos reproductores. Es usado como medicina para infecciones parasitarias.
121,75
1
51
La Tabla periódica
49 49
Se encuentra como elemento libre, asociado algunas veces con selenio, y
también existe como telururo de silvanita (teluro gráfico), nagiagita (telurio negro), hessita, tetradimita, altaita, coloradoita y otros telururos
de plata y oro, así como el óxido, telurio ocre. Usos: El telurio se utilizó inicialmente como aditivo del acero para incrementar su ductilidad, como abrillantador en electroplateados, como
aditivo en catalizadores para la desintegración catalítica del petróleo, como material colorante de vidrios y como aditivo del plomo para incrementar su
fuerza y resistencia a la corrosión. Efectos del Teluro sobre la salud: Afortunadamente, los compuestos
del telurio se encuentran muy raramente. Son teratógenos y deben ser manejados solamente por químicos competentes ya que la ingestión incluso en pequeñas cantidades provoca un terrible mal aliento y un espantoso olor corporal. Efectos de la inhalación: Somnolencia. Boca
seca. Gusto metálico. Dolor de cabeza. La sustancia puede tener efectos en el hígado y el sistema nervioso central. La exposición puede resultar en
aliento de ajo. Se recomienda observación médica. Ingestión: Dolores abdominales, Estreñimiento. Náuseas, Vómitos.
127,60
1
52
Nombre Teluro
Número atómico 52
Valencia +2, -2, 4, 6
Estado de oxidación -2
Electronegatividad 2,1
Radio covalente (Å) 1,35
Radio iónico (Å) 2,21
Radio atómico (Å) 1,60
Configuración electrónica [Kr]4d105s25p4
Primer potencial de ionización (eV) 9,07
Masa atómica (g/mol) 127,60
Densidad (g/ml) 6,24
Punto de ebullición (ºC) 989,8
Punto de fusión (ºC) 449,5
Descubridor Franz Muller von Reichenstein en 1782
La Tabla periódica
50 50
Nombre Yodo
Número atómico 53
Valencia +1, -1, 3, 5, 7
Estado de oxidación -1
Electronegatividad 2,5
Radio covalente (Å) 1,33
Radio iónico (Å) 2,16
Radio atómico (Å) -
Configuración electrónica [Kr]4d105s25p5
Primer potencial de ionización (eV) 10,51
Masa atómica (g/mol) 126,904
Densidad (g/ml) 4,94
Punto de ebullición (ºC) 183
Punto de fusión (ºC) 113,7
Descubridor Bernard Courtois en 1811
En condiciones normales, el yodo es un sólido negro, lustroso, y volátil; recibe su nombre por su vapor de color violeta. Se encuentra con
profusión, aunque rara vez en alta concentración y nunca en forma elemental. A pesar de la baja concentración del yodo en el agua marina,
cierta especie de alga puede extraer y acumular el elemento. En la forma de yodato de calcio, el yodo se encuentra en los mantos de caliche de
Chile. Usos: Las propiedades bactericidas se usa en el tratamiento de heridas y la esterilización. Asimismo las sales yodatadas se utilizan para tratar
ciertas condiciones de la tiroides y del corazón, como suplemento dietético y en los medios de contraste para los rayos X. El 131I, con una vida media
de 8 días se utiliza como trazador radiactivos y ciertos procedimientos de radioterapia. Usos industriales: en la fotografía, el yoduro de plata (emulsiones para películas fotográficas rápidas), y en la industria de los
tintes. Efectos del Yodo sobre la salud: Es esencial para la vida animal y
vegetal. El yoduro y el yodato que se encuentran en las aguas marinas entran en el ciclo metabólico de la mayor parte de la flora y la fauna marinas, mientras que en los mamíferos superiores el yodo se concentra
en la glándula tiroides, allí se convierte en aminoácidos yodados (principalmente tiroxina y yodotirosinas). Éstos se encuentran
almacenados en la tiroides como tiroglobulina y, aparentemente, la tiroxina es secretada por la glándula. La deficiencia de yodo en los mamíferos lleva al bocio, una condición en que la glándula tiroides crece
más de lo normal. Grandes cantidades de yodo pueden ser peligrosas porque la glándula tiroides trabajaría demasiado. Esto afecta al cuerpo
entero; provoca taquicardias y pérdida de peso. El yodo elemental, I2, es tóxico, y su vapor irrita los ojos y los pulmones. La concentración máxima permitida en aire cuando se trabaja con yodo es de solamente 1 mg/m3.
Todos los yoduros son tóxicos tomados en exceso. El yodo se añade a casi cualquier sal. Es un ingrediente del pan, los peces
marinos y las plantas oceánicas lo almacenan en sus tejidos.
126,904
1
53
La Tabla periódica
51 51
Gas noble. Se conocen 16 isótopos radiactivos. Se encuentran trazas de xenón en minerales y meteoritos, pero la única fuente comercial de xenón
es el aire. El xenón constituye 0.086 partes por millón por volumen de aire seco. El xenón es incoloro, inodoro e insípido; es un gas en condiciones normales. El xenón es el único de los gases nobles no radiactivos que
forma compuestos químicos estables a la temperatura ambiente, XeF2, XeF4 y XeF6, son compuestos termodinámicamente estables a la
temperatura ambiente y pueden prepararse simplemente por medio del calentamiento de las mezclas de xenón y flúor a 300-400ºC; también forma enlaces débiles Usos: Se utiliza para llenar cierto tipo de lámparas de destello para fotografía que producen luz con un buen equilibrio de todos los colores del
espectro visible y pueden ser utilizadas 10 000 veces o más antes de quemarse. Una lámpara de arco llena con xenón da luz intensa semejante al arco de carbono; es valiosa en la proyección de películas.
Efectos del Xenón sobre la salud Es un asfixiante simple. La inhalación en concentraciones excesivas puede resultar en mareos, náuseas, vómitos,
pérdida de consciencia y muerte. La muerte puede resultar de errores de juicio, confusión, o pérdida de la consciencia, que impiden el auto-rescate. Síntomas: Los primeros síntomas producidos por un asfixiante simple son
respiración rápida y hambre de aire. La alerta mental disminuye y la coordinación muscular se ve perjudicada. El juicio se vuelve imperfecto y
todas las sensaciones se deprimen. Normalmente resulta en inestabilidad emocional y la fatiga se presenta rápidamente. A medida que la asfixia progresa, pueden presentarse náuseas y vómitos, postración y pérdida de
consciencia, y finalmente convulsiones, coma profundo y muerte. Este agente no está considerado como carcinógeno.
El xenón es un gas atmosférico raro y como tal no es tóxico y es químicamente inerte.
131,30
1
54
Nombre Xenón Número atómico 54
Valencia 0
Estado de oxidación
Electronegatividad -
Radio covalente (Å) 2,09
Radio iónico (Å) -
Radio atómico (Å) -
Configuración electrónica [Kr]4d105s25p6
Primer potencial de ionización (eV) 12,21
Masa atómica (g/mol) 131,30
Densidad (g/ml) 3,06
Punto de ebullición (ºC) -108,0
Punto de fusión (ºC) -11,9 Descubridor Sir Ramsey en 1898
La Tabla periódica
52 52
Nombre Cesio
Número atómico 55
Valencia 1
Estado de oxidación +1
Electronegatividad 0,8
Radio covalente (Å) 2,25
Radio iónico (Å) 1,65
Radio atómico (Å) 2,67
Configuración electrónica [Xe]6s1
Primer potencial de ionización (eV) 2,25
Masa atómica (g/mol) 132,905
Densidad (g/ml) 1,90
Punto de ebullición (ºC) 690
Punto de fusión (ºC) 28,7
Descubridor Fustov Kirchhoff en 1860
El cesio es un metal blando, ligero y de bajo punto de fusión. No es muy
abundante en la corteza terrestre, hay sólo 7 partes por millón (ppm). El litio, el rubidio y el cesio con frecuencia se hallan juntos en minerales
lepidolíticos como los existentes en Rodesia. Es el más reactivo de los metales alcalinos y en realidad es el menos electronegativo y el más reactivo de todos los elementos. Reacciona en forma vigorosa con oxígeno.
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. Usos: 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. 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. Efectos del Cesio sobre la salud La cantidad de cesio en comidas y
aguas depende de la emisión de Cesio radiactivo de plantas de energía nuclear, mayoritariamente a través de accidentes. Como p.ej. Chernobyl en 1986. En estos casos, la persona puede experimentar daño en la célula
debido a la radiación de las partículas del Cesio. Los efectos son, náuseas, vómitos, diarreas, y hemorragias. Cuando la exposición es larga la gente
puede incluso perder el conocimiento. Entrar en coma o incluso la muerte. Puede viajar en el aire largas distancias antes de precipitar en la tierra. Los compuestos del Cesio son muy solubles en agua.
132,905
1
55
La Tabla periódica
53 53
Los compuestos de bario se obtienen la baritina, o sulfato de bario, y la witherita, carbonato de bario. El bario reacciona con el agua y se oxida con
rapidez al aire formando una película protectora que evita que siga la
reacción, pero en aire húmedo puede inflamarse. Reacciona con la mayor parte de los no metales. Es dúctil y maleable; los trozos recién cortados son gris-blanco lustrosa.
Usos: Los compuestos tienen muchas aplicaciones, en aleaciones bario-niquel (aleación Frary) para alambres de bujía (el bario incrementa la
capacidad de emisión de la aleación). El sulfato de bario pigmento blanco que consta de 20% de sulfato de bario, 30% de sulfuro de zinc y menos del 3% de óxido de zinc, se emplea en pinturas blancas. A causa de la
gran absorción de rayos X por el bario, sirve para cubrir el tubo digestivo en radiografía, para aumentar el contraste. El carbonato de bario en la
industria de la cerámica para prevenir la eflorescencia en arcillas para loza. También como vidriado en alfarería y como veneno para ratas. El cloruro de bario en la purificación de sal, como fundente en aleaciones de
magnesio, como ablandador de agua de calderas y en preparaciones medicinales. El nitrato de bario, llamado también salitre de barita, se
utiliza en pirotecnia y señales luminosas (produce color verde) y un poco menos en preparaciones medicinales. El óxido de bario (barita), se utiliza
como agente de secado en la industria y en el endurecimiento de aceros. El peróxido de bario se emplea como agente blanqueador. El cromato de bario, o amarillo cromo, se emplea en pigmentos amarillos y fósforos de
seguridad. El clorato de bario se utiliza en pirotecnia. El acetato y cianuro de bario como reactivo químico y en metalurgia.
Efectos del Bario sobre la salud: De forma natural los niveles de Bario en el medio ambiente son muy bajos. Pueden encontrarse cantidades altas en frutos secos, algas y pescados aunque no en dosis suficientemente
altas como para llegar a alterar la salud. Puede causar parálisis y en algunos casos incluso la muerte. Pequeñas cantidades puede causar en las
personas dificultad al respirar, incremento de la presión sanguínea, arritmia, dolor de estómago, debilidad en los músculos, cambios en los reflejos nerviosos, inflamación del cerebro y el hígado. Daño en los riñones
y el corazón.
137,34
1
56
Nombre Bario Número atómico 56
Valencia 2
Estado de oxidación +2
Electronegatividad 0,9
Radio covalente (Å) 1,98
Radio iónico (Å) 1,35
Radio atómico (Å) 2,22
Configuración electrónica [Xe]6s2
Primer potencial de ionización (eV) 5,24
Masa atómica (g/mol) 137,34
Densidad (g/ml) 3.5
Punto de ebullición (ºC) 1640
Punto de fusión (ºC) 714
Descubridor Sir Humphrey Davy en 1808
La Tabla periódica
54 54
Nombre Talio Número atómico 81
Valencia 1, 3
Estado de oxidación +3
Electronegatividad 1,8
Radio covalente (Å) 1,48
Radio iónico (Å) 0,95
Radio atómico (Å) 1,71
Configuración electrónica [Xe]4f145d106s26p1
Primer potencial de ionización (eV) 6,15
Masa atómica (g/mol) 204,37
Densidad (g/ml) 11,85
Punto de ebullición (ºC) 1473
Punto de fusión (ºC) 304
Descubridor Sir William Crookes en 1861
El talio se encuentra como compuesto minoritario en minerales de hierro, cobre, sulfuros y seleniuros. Los minerales de talio se consideran raros.
Usos: En los componentes electrónicos; por ejemplo, los cristales de yoduro de sodio, activados por talio y usados en tubos fotomultiplicadores.
También se utiliza en aleaciones de bajo punto de fusión, lentes ópticas y sellos de vidrio para almacenar componentes electrónicos. Se utiliza en venenos de rata.
Efectos del Talio sobre la salud: Los compuestos de talio son muy tóxicos para los seres humanos y otras formas de vida. El cuerpo humano
absorbe muy bien el Talio a través de la piel, los órganos respiratorios y el tracto digestivo. El envenenamiento por Talio es mayormente causado por
una toma accidental de veneno de rata. Provoca dolores estomacales y daña el sistema nervioso. En algunos casos los daños son irreversibles y viene la muerte. Si se sobrevive al envenenamiento las consecuencias son
la perturbación del sistema nervioso, temblores, parálisis y cambios en el comportamiento que permanecerán para siempre.
La acumulación de Talio en el cuerpo, provoca efectos crónicos, como cansancio, dolores de cabeza, depresiones, pérdida del apetito, dolor de piernas, pérdida del pelo y problemas en la vista.
Otros efectos que pueden estar relacionados con el envenenamiento por Talio son dolor nervioso y dolor de las articulaciones. Estas son las
consecuencias de la toma de Talio a través de la comida.
204,37
1
8
1
La Tabla periódica
55 55
Es un metal pesado de color azuloso, que se empaña para adquirir un color
gris mate flexible, inelástico. Rara vez se encuentra en su estado elemental, el mineral más común es el sulfuro, la galeana, el carbonato, cerusita, y el sulfato, anglesita.
Usos: Usado ampliamente desde el 5000 antes de Cristo para aplicaciones en productos metálicos, cables y tuberías, pero también en pinturas y pesticidas. Forma aleaciones con muchos metales y, en general, se
emplea en esta forma en la mayor parte de sus aplicaciones. Todas las aleaciones formadas con estaño, cobre, arsénico, antimonio, bismuto, cadmio y sodio tienen importancia industrial. El uso más amplio es la
fabricación de acumuladores. La fabricación de forros para cables,
elementos de construcción, pigmentos, soldadura suave y municiones. Es resistente al ataque por parte de muchos ácidos, porque forma su propio
revestimiento protector de óxido. Como consecuencia de esta característica ventajosa, el plomo se utiliza en la fabricación y el manejo del ácido sulfúrico. Se ha empleado el plomo como pantalla protectora
para las máquinas de rayos X. Su utilización como forro para cables de
teléfono y de televisión sigue siendo una forma de empleo adecuada para el plomo.
Efectos del Plomo sobre la salud El plomo es uno de los cuatro metales que tienen un mayor efecto dañino sobre la salud humana. Puede entrar en el cuerpo a través de la comida (65%), agua (20%) y aire
(15%). La fruta, carnes, granos, mariscos, refrescos y vino pueden contener cantidades significativas. El humo de los cigarros también
contiene pequeñas cantidades. Entrar en el agua potable a través de la corrosión de las tuberías. Efectos: Perturbación de la biosíntesis de hemoglobina y anemia, incremento de la presión sanguínea, daño a los
riñones, abortos, perturbación del sistema nervioso, daño al cerebro, disminución de la fertilidad del hombre a través del daño en el esperma
Perturbación en el comportamiento de los niños, como es agresión, comportamiento impulsivo e hipersensibilidad. Puede entrar en el feto a través de la placenta de la madre. Sales de Plomo van al aire por los tubos
de escape de los coches, y se puede acumular en organismos individuales, pero también entrar en las cadenas alimenticias.
207,19
1
82
Nombre Plomo
Número atómico 82
Valencia 2, 4
Estado de oxidación +2
Electronegatividad 1,9
Radio covalente (Å) 1,47
Radio iónico (Å) 1,20
Radio atómico (Å) 1,75
Configuración electrónica [Xe]4f145d106s26p2
Primer potencial de ionización (eV) 7,46
Masa atómica (g/mol) 207,19
Densidad (g/ml) 11,4
Punto de ebullición (ºC) 1725
Punto de fusión (ºC) 327,4 Descubridor Desde antiguo
La Tabla periódica
56 56
Nombre Bismuto Número atómico 83
Valencia 3, 5
Estado de oxidación +3
Electronegatividad 1,9
Radio covalente (Å) 1,46
Radio iónico (Å) 1,20
Radio atómico (Å) 1,70
Configuración electrónica [Xe]4f145d106s26p3
Primer potencial de ionización (eV) 8,07
Masa atómica (g/mol) 208,980
Densidad (g/ml) 9,8
Punto de ebullición (ºC) 1560
Punto de fusión (ºC) 271,3
Descubridor Desde antiguo
Existe en la naturaleza como metal libre y en minerales. El bismuto es un metal cristalino, blanco grisáceo, lustroso, duro y quebradizo. Es uno de los pocos metales que se expanden al solidificarse Los principales
depósitos están en Sudamérica, pero en Estados Unidos se obtiene principalmente como subproducto del refinado de los minerales de cobre y
plomo. Es el elemento más metálico en este grupo. Usos: El principal uso está en la manufactura de aleaciones de bajo punto de fusión, que se emplean en partes fundibles de rociadoras automáticas,
soldaduras especiales, sellos de seguridad para cilindros de gas comprimido y en apagadores automáticos de calentadores de agua
eléctricos y de gas. Algunas aleaciones de bismuto que se expanden al congelarse se utilizan en fundición y tipos metálicos. Otra aplicación importante es la manufactura de compuestos farmacéuticos.
Efectos del Bismuto sobre la salud El bismuto y sus sales pueden causar daños en el hígado, aunque el grado de dicho daño es normalmente
moderado. Grandes dosis pueden ser mortales. Industrialmente es considerado como uno de los metales pesados menos tóxicos. Puede causar náuseas, pérdida de apetito y de peso, malestar, albuminuria,
diarrea, reacciones cutáneas, estomatitis, dolor de cabeza, fiebre, falta de sueño, depresión, dolores reumáticos y una línea negra se puede formar
en las encías debido al depósito de sulfuro de bismuto. Piel: Puede provocar irritación. Ojos: Puede provocar irritación. El bismuto no se considera un carcinógeno para los humanos
208,98
0
1
83
La Tabla periódica
57 57
Todos los isótopos del polonio son radiactivos y de vida media corta, excepto los tres emisores alfa, producidos artificialmente. 208Po (2.9 años)
y 209Po (100 años), y el natural, 210Po (138.4 días). Usos: El polonio (210Po) se utiliza principalmente en la producción de
fuentes de neutrones. Puede usarse también en eliminadores de estática, y cuando está incorporado en la aleación de los electrodos de las bujías, se dice que favorece las propiedades enfriantes en los motores de combustión
interna. Efectos del Polonio sobre la salud El polonio por su alta radioactividad
como emisor de partículas alfa requiere técnicas y precauciones especiales de manejo. Es el único componente del humo de los cigarros que ha
producido cáncer por sí mismo en animales de laboratorio por inhalación. Las tasas de cáncer de pulmón entre los hombres no pararon de ascender desde ser raras en 1930 (4/100.000 por año) a ser el causante número
uno de las muertes por cáncer en 1980 (72/100.000). Pero durante el mismo periodo, el nivel de polonio 210 en el tabaco americano se había
triplicado. Esto coincidió con el aumento del uso de fertilizantes fosfatados por los cultivadores de tabaco. El fosfato de calcio acumula uranio y libera gas radón lentamente. A la vez que el radón se desintegra, sus productos
secundarios cargados eléctricamente se unen a partículas de polvo, que se adhieren a los pelos pegajosos del envés de las hojas del tabaco. Esto deja
un depósito de Po radioactivo y Pb en las hojas. Luego, el intenso calor localizado en el extremo ardiente de un cigarrillo volatiliza los metales radioactivos. Los filtros de cigarrillos que atrapan los carcinógenos
químicos, no son efectivos contra los vapores radioactivos. Los pulmones de un fumador crónico acaban con un revestimiento radioactivo. Estas
partículas emiten radiación. Fumar dos paquetes al día imparte una dosis de radiación de partículas alfa de 1.300 milirem/año. La dosis de radiación anual del americano medio por inhalación de radón es de 200 milirem. El
polonio 210 es soluble y circula por el cuerpo a todos los tejidos y células a niveles mucho más altos que los procedentes del radón residencial. La
prueba es que puede encontrarse en la sangre y orina de los fumadores. Provoca daños genéticos y muerte temprana por: cáncer de hígado y de vesícula, úlcera estomacal. Leucemia, cirrosis del hígado y enfermedades cardiovasculares.
210
1
84
Nombre Polonio Número atómico 84
Valencia 4, 6
Estado de oxidación
Electronegatividad 2,0
Radio covalente (Å)
Radio iónico (Å) -
Radio atómico (Å) 1,76
Configuración electrónica [Xe]4f145d106s26p4
Primer potencial de ionización (eV)
Masa atómica (g/mol) 210
Densidad (g/ml) 9,2
Punto de ebullición (ºC)
Punto de fusión (ºC) 254
Descubridor Pierre y Marie Curie en 1898
La Tabla periódica
58 58
Nombre Astato Número atómico 85
Valencia
Estado de oxidación
Electronegatividad 2,0
Radio covalente (Å)
Radio iónico (Å) -
Radio atómico (Å) -
Configuración electrónica [Xe]4f145d106s26p
Primer potencial de ionización (eV)
Masa atómica (g/mol) 210
Densidad (g/ml)
Punto de ebullición (ºC)
Punto de fusión (ºC) 302
Descubridor D.R. Corson 1940
Es un elemento muy inestable, que existe sólo en formas radiactivas de vida corta. Se han preparado unos 25 isótopos mediante reacciones nucleares de transmutación artificial. El isótopo con mayor tiempo de vida
es el 210At, el cual decae en un tiempo de vida media de sólo 8.3 h. La cantidad total de ástato en la corteza terrestre es menor que 28 g (1 onza).
Usos: En solución acuosa, el ástato tiene propiedades similares al yodo excepto por las diferencias atribuibles al hecho de que las soluciones de ástato son, por necesidad, muy diluidas. Al igual que el halógeno yodo, se
extrae con benceno cuando se halla como elemento libre en solución. El elemento en solución es reducido por agentes como el dióxido de azufre y
es oxidado por bromo.
Efectos del Ástato sobre la salud: La cantidad total de ástato en la corteza terrestre es menor de 30 gramos y solo unos pocos microgramos han sido producidos artificialmente. Esto, junto con su corta vida, no deja
ninguna razón para considerar los efectos del ástato en la salud humana. El ástato se estudia en unos pocos laboratorios de investigación donde su
alta radioactividad requiere precauciones y técnicas de manipulación especiales. El ástato es un halógeno y posiblemente se acumule en la glándula tiroides como el yodo. Desde un punto de vista químico, se puede
especular que su toxicidad será idéntica a la del yodo.
210
1
85
La Tabla periódica
59 59
El radón es una emanación gaseosa producto de la desintegración
radiactiva del radio. Es muy radiactivo y se desintegra con la emisión de partículas energéticas alfa. Es el elemento más pesado del grupo de los
gases nobles, o inertes. Todos sus isótopos son radiactivos con vida media corta. Tiene una vida media radiactiva de alrededor de cuatro días; esto significa que la mitad de una cantidad dada de radón se degradará en
otros componentes, normalmente compuestos menos dañinos, cada cuatro días.
Además de sus tres isótopos naturales, el radón tiene otros 22 que han sido sintetizados por medio de reacciones nucleares de transmutación artificial realizadas en ciclotrones y aceleradores lineales; sin embargo,
ninguno de estos isótopos tiene una vida tan larga como el 222Rn. El radón entra en el medio ambiente a través del suelo, por las minas de
uranio y fosfato, y por la combustión de carbón. Efectos del Radón sobre la salud El radón se presenta en la naturaleza principalmente en la fase gaseosa. Consecuentemente, las personas están
principalmente expuestas al radón a través de la respiración de aire. Los niveles de fondo de radón en el aire exterior son generalmente bastante
bajos, pero en áreas cerradas los niveles en el aire pueden ser más altos. En las casas, las escuelas y los edificios los niveles de radón están
incrementados porque el radón entra en los edificios a través de grietas en los cimientos y en los sótanos. Los niveles de radón en aguas subterráneas son bastante elevados, pero normalmente el radón es rápidamente
liberado al aire tan pronto como las aguas subterráneas entran en las aguas superficiales.
Se sabe que la exposición a altos niveles de radón a través de la respiración provoca enfermedades pulmonares. Se desconoce si puede provocar efectos en la salud de otros órganos.
222
1
86
Nombre Radón Número atómico 86
Valencia 0
Estado de oxidación
Electronegatividad -
Radio covalente (Å) 2,14
Radio iónico (Å) -
Radio atómico (Å) -
Configuración electrónica [Xe]4f145d106s26p6
Primer potencial de ionización (eV) 10,82
Masa atómica (g/mol) 222
Densidad (g/ml) -
Punto de ebullición (ºC) -61,8
Punto de fusión (ºC) -71
Descubridor Fredrich Ernst Dorn en 1898
La Tabla periódica
60 60
Nombre Francio Número atómico 87
Valencia 1
Estado de oxidación +1
Electronegatividad 0,8
Radio covalente (Å)
Radio iónico (Å) 1,76
Radio atómico (Å) -
Configuración electrónica [Rn]7s1
Primer potencial de ionización (eV)
Masa atómica (g/mol) 223
Densidad (g/ml)
Punto de ebullición (ºC)
Punto de fusión (ºC) 27
Descubridor Marguerite Derey en 1939
Se forma a partir de la desintegración del uranio-actinio, o bombardeando
torio con protones. Se desintegra en radio y astato. 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 elemento muestra todas las propiedades esperadas de los elementos alcalinos más pesados. Con pocas excepciones, todas las sales del francio
son solubles en agua.
Efectos del Francio sobre la salud: Al ser tan inestable, cualquier cantidad formada se descompondrá en otros elementos tan rápidamente que no hay motivo para estudiar sus efectos en la salud humana o sobre
el medio ambiente.
223
1
87
La Tabla periódica
61 61
Es un elemento radiactivo raro, encontrado en minerales de uranio en proporción de una parte por 3 millones de partes de uranio. Es un metal
alcalinotérreo y tiene propiedades muy semejantes a las del bario. Se produce constantemente por la desintegración radiactiva del uranio y del torio. Se conocen 13 isótopos del radio; todos son radiactivos; cuatro se
encuentran en la naturaleza y el resto se produce sintéticamente. La fuente más concentrada es la pecblenda (uraninita). Las sales de radio
ionizan la atmósfera que los rodea, y emiten un resplandor azul.. Usos: 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. Los compuestos de radio descargan los electroscopios, velan las placas fotográficas protegidas de la
luz y producen fosforescencia y fluorescencia en ciertos compuestos inorgánicos como el sulfuro de zinc.
Efectos del Radio sobre la salud: 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. Está presente de forma natural en el medio ambiente en muy pequeña cantidad. Los niveles de Radio en el medio ambiente se han incrementado por la quema de carbón y fueles. Los niveles en agua
potable pueden ser elevados cuando el agua se extrae de profundos pozos que están localizados cerca de un vertedero de residuos radiactivos. No
hay evidencia de que exposición a niveles naturales presentes al Radio tengan efecto dañino sobre la salud de los humanos. De cualquier manera, exposiciones a altos niveles pueden la fractura de dientes, anemia y
cataratas. Cuando la exposición es larga causar cáncer y la exposición puede eventualmente producir la muerte. Estos efectos pueden llevar años
para desarrollarse
226
1
88
Nombre Radio Número atómico 88
Valencia 2
Estado de oxidación +2
Electronegatividad 0,9
Radio covalente (Å)
Radio iónico (Å) -1,40
Radio atómico (Å) -
Configuración electrónica [Rn]7s2
Primer potencial de ionización (eV) 5,28
Masa atómica (g/mol) 226
Densidad (g/ml) 5,0
Punto de ebullición (ºC)
Punto de fusión (ºC) 700 Descubridor Pierre y Marie Curie en 1898
La Tabla periódica
62 62
Conclusiones
La Tabla periódica
63 63
CONCLUSIONES
Parecía que sólo era cosa de manualidades, pero en realidad
aprendimos mucho.
Realizando el trabajo nos dimos cuenta que la elección de los
nombres de los elementos habían tenido orígenes muy variados,
muchos hacían referencia a sus cualidades y características, pero
dicho en latín, así por ejemplo Hidrógeno proviene de ― hidro‖ y
―genes‖ que significa "generador de agua", Aluminio de ―A‖ ―lumen‖
(antifuego), Flúor de ―fluere‖ que significa fluir, también nos dimos
cuenta de que de los 44 elementos estudiados sólo 3 fueron
descubiertos por mujeres el Polonio y el Radio por Marie Curie y su
esposo Pierre, en 1898 y el Francio por Marguerite Derey en
1939.
Otra cosa que comprobamos fue que la información sobre los
elementos químicos era muy compleja, había muchos conceptos que
no entendíamos y aunque nuestra profesora nos lo explicaba ―un
poco por encima‖ éramos conscientes que todavía nos faltan unos
cursos para poder entenderlo bien, no obstante algunas cosas las
incluimos igualmente, porque pensamos que el trabajo nos podrá
servir para estudiarlo en los próximos cursos y que entonces le
sacaremos mayor provecho.
En cuanto a nuestro trabajo práctico, que consistió en la
elaboración de la Tabla Periódica ―Gigante y en 3D‖ nos resultó un
poco más laborioso de lo que pensábamos, comprobamos que una
cosa es la teoría y las ideas y otra diferente la práctica. Finalmente
pudimos acabarlo y eso nos llenó de satisfacción.
La Tabla periódica
64 64
Otra cosa, cuando le preguntamos a nuestra profesora: ¿para que
servía estudiar la tabla periódica? Nos contestó:
- EL químico W. C. Fernelius en 1986 dijo: ―la tabla periódica
ayuda a disminuir la entropía del conocimiento‖, es decir, os
ayudará a encontrar un orden en vuestros pensamientos sobre
la materia, a descubrir las razones por las que existen unas
sustancias y no otras, a darle sentido a muchas cosas que
ahora todavía no entendéis, pero que con su ayuda podréis ir
descubriendo.
En definitiva nos quedó claro que la Tabla periódica no era
simplemente un poster que se cuelga de las paredes de los
laboratorios, sino que tiene mucha ―miga‖.
Ahora, después de verla en la Biblioteca, y las felicitaciones que nos
dan por lo bonita que ha quedado, estamos muy contentos/as y
orgullosos/as de todo el trabajo que hicimos, y también vemos que
aprendimos mucho, ya que cada vez que le explicamos a alguien lo
que es, y lo que hicimos, nos obliga a entenderla mejor.
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Bibliografía y
Páginas web
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BIBLIOGRAFIA y páginas web
1. D. N. Trifonov. ―El precio de la verdad‖. Editorial Mir. Moscú.
1981
Quizás la página web más completa,
tiene todo tipo de información:
- Etimología de cada elemento. El
significado del término. La persona que
lo descubrió y el año.
- Datos de cada uno de los elementos,
configuración electrónica, valencia,
densidad, temperaturas de
fusión/ebullición.
http://www.acienciasgalilei.com/qui/tablaperiodica0-completa.htm
De esta página obtuvimos la información
sobre las familias de los elementos
http://www.uam.es/docencia/elementos/spV21/sinmarcos/elementos/familias.html#cb
De esta página obtuvimos la información
que incluimos en las fichas de cada uno
de los elementos estudiados
http://www.lenntech.com/espanol/tabla-periodica.htm
http://www.quimicaweb.net/tablaperiodica/paginas/tp.htm
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“La tabla periódica ayuda a disminuir la entropía del
conocimiento”
Fernelius 1986
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La tabla periódica Autores/as :
Tutora del trabajo
Esther Fernández
IES Dr. Fleming C/Dr. Fleming, 7 33005 Oviedo
Marzo 2009
ter
Cuadro de texto
María Eugenia Avello Palacios, Francisco Barriocanal García, Marta Bermejo Pampliega, Teresa Cid Corral, Laura Flores García, Álvaro Fuentes Rodríguez, Enrique Javier Gallo Tejón, Pablo María García-Maribona López-Sela, Cristina González Blanco, Sergio González Gómez, Alejandro Iglesias Calvo, Claudia Isabel Jove Cifras, Raquel Muñiz Gutiérrez, Alberto Olea Sáez, Alfonso Peñarroya Rodríguez, Ana Pérez Parente, Sara Pérez Pérez, Sofía Suárez Álvarez, José Tolivar Pueyo, María de las Nieves Ugarte Roqueñi, Sara Vázquez Hernández, Lucía Vega Rodríguez,
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