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Tabla Periodica de los Elementos


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#1 Ge. Pe.

Ge. Pe.

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Publicado el 11 mayo 2007 - 08:19

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Dimos el link, lo desarrollamos aca para los que no tienen banda ancha o tienen poco tiempo

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Tabla de los elementos escrita en orden secuencial de peso o número atómico y dispuesta en hileras horizontales (periodos) y columnas verticales (grupos), para ilustrar las semejanzas que se dan en las propiedades de los elementos como una función periódica de la secuencia.

Cada elemento, representado por un símbolo y número atómico, ocupa un cuadro separado, y la disposición secuencial sigue el orden del número atómico.

La tabla divide los elementos en nueve grupos, designados por encabezamientos numéricos en cada columna, y en siete periodos.

Siete de los nueve grupos se suelen dividir, además, en las categorías a y b; los elementos a se clasifican como grupo principal y los b como subgrupo.

Dos hileras (lantánidos o tierras raras y actínidos) ocupan posiciones especiales fuera del cuerpo principal de la tabla, porque no pueden ser incluidos de manera adecuada en los periodos seis y siete. Los elementos que siguen al laurencio (número atómico 103) se cree que se incluirán en un tercer grupo, el grupo super-actínido, fuera del cuerpo principal de la tabla periódica.

En general, los elementos de un mismo grupo exhiben una valencia semejante. La tabla periódica efectúa también una división natural de los elementos en su estado elemental o no combinado en metales y no metales.

Entre el área ocupada por los elementos meramente metálicos y la ocupada por los no metales hay un límite mal definido de elementos cuyas propiedades son transicionales entre los elementos metálicos y los no metálicos. A estos elementos indefinidos se les llama metaloides.

Hay muchos otros ejemplos del inmenso poder correlativo de la disposición de la tabla periódica, a saber: potencial de oxidación, calor de formación de compuestos tipo, conductividad eléctrica, punto de fusión, punto de ebullición, radio iónico, potencial de ionización, afinidad electrónica, espectro óptico y comportamiento magnético.

Pocas sistematizaciones en la historia de la ciencia pueden rivalizar con el concepto periódico como una revelación total del orden del mundo físico. En el patrón rítmico de las propiedades de los elementos, las unidades arquitectónicas del universo no cambian en forma caprichosa o completamente nueva.

De descubrirse un elemento nuevo en el futuro, éste deberá ocupar un lugar en el sistema periódico que esté de acuerdo con el orden y exhibirá las propiedades características conocidas.


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#2 Ge. Pe.

Ge. Pe.

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Publicado el 12 mayo 2007 - 07:09

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Un elemento es una sustancia constituida por átomos con el mismo número atómico.


Algunos elementos comunes son oxígeno, nitrógeno, hierro, cobre, oro, plata, hidrógeno, cloro y uranio.

Aproximadamente el 75% de los elementos son metales y los otros son no metales. La mayor parte de los elementos son sólidos a temperatura ambiente, dos de ellos (mercurio y bromo) son líquidos y el resto son gases. Pocos elementos se encuentran en la naturaleza en estado libre (no combinados), entre ellos el oxígeno, nitrógeno; los gases nobles (helio, neón, argón, kriptón, xenón y radón); azufre, cobre plata y oro. Los más de los elementos se encuentran en la naturaleza combinados con otros elementos formando compuestos.

Los elementos están clasificados en familias o grupos en la tabla periódica. También se clasifican en metales y no metales. Un elemento metálico es aquel cuyos átomos forman iones positivos en solución, y uno no metálico aquel que forma iones negativos en solución.

Los átomos de un elemento tienen el mismo número atómico, pero no necesariamente el mismo peso atómico.

Los átomos con el mismo número atómico, pero diferentes pesos, se llaman isótopos.

Todos los elementos tienen isótopos, aunque en ciertos casos sólo se conocen los isótopos sintéticos. Muchos de los isótopos de los diferentes elementos son inestables, o radiactivos, y por ende se desintegran para forma átomos estables, del mismo elemento o de algún otro.

Se cree que los elementos químicos son resultado de la síntesis por procesos de fusión a muy altas temperaturas (en el orden de los 100 000 000ºC o 180 000 000ºF y superiores). La fusión de las partículas nucleares simples (protones y neutrones) lleva primero a núcleos atómicos como el helio y luego a los núcleos más pesados y complejos de los elementos ligeros (litio, boro, berilio y así sucesivamente).

Los átomos de helio bombardean a los átomos de elementos ligeros y producen neutrones. Los neutrones son capturados por los núcleos de los elementos y producen otros más pesados. Estos dos procesos -fusión de protones y captura de neutrones- son los procesos principales con que se forman los elementos químicos.

Se han sintetizado varios elementos presentes solamente en trazas o ausentes en la naturaleza. Son el tecnecio, prometio, astatinio, francio y todos los elementos con números atómicos superiores a 92.

Abundancia cósmica. La abundancia de los elementos en las rocas de la Tierra, la Tierra en general, los meteoritos, el sistema solar, las galaxias o todo el universo, corresponde al promedio de las cantidades relativas de los elementos químicos presentes o, en otras palabreas, ala composición química promedio.

La abundancia de los elementos está dada por el número de átomos de un elemento de referencia. El silicio comúnmente se toma como el elemento de referencia en el estudio de la composición de la Tierra y los meteoritos, y los datos están dados en átomos por 10 6 átomos de silicio. Los resultados de las determinaciones astronómicas de la composición del Sol y las estrellas con frecuencia se expresan en átomos por 10 10 átomos de hidrógeno.

Los análisis químicos ordinarios, entre ellos las técnicas avanzadas para estudios de trazas de elementos (tales como activación neutrónica o dilución isotópica), sirven para determinar la composición de rocas y meteoritos. La composición del Sol y las estrellas puede obtenerse de análisis espectroscópicos cuantitativos. Los elementos más abundantes en la superficie de la Tierra son oxígeno, silicio, magnesio, calcio, aluminio, así como el hierro. En el universo, el hidrógeno y el helio constituyen más del 95% de la materia total.

La composición isotópica de los elementos es casi la misma en todo el material terrestre y en los meteoritos. La abundancia nuclear de los isótopos se puede calcular de la composición isotópica de un elemento y de su abundancia cósmica.

Los valores de abundancia nuclear muestran una clara correlación con ciertas propiedades nucleares, y puede suponerse que son una buena aproximación de la distribución del rendimiento original del proceso termonuclear que provocó la formación de los elementos. Los valores empíricos de abundancia pueden así servir de base para consideraciones teóricas acerca del origen de la materia y del universo y han conducido a la siguiente conclusión: no existe un mecanismo único y simple por el cual puedan haberse formado los elementos, con su composición isotópica observada. La materia del cosmos parece ser una mezcla de material formado en diferentes condiciones y tipos de procesos nucleares.

Distribución geoquímica. La distribución de los elementos químicos en las principales zonas de la Tierra (corteza, manto, núcleo) depende de la historia remota y de la evolución subsecuente tanto de la Tierra como del sistema solar. Dado que estos eventos ocurrieron hace largo tiempo y no hay evidencia directa de lo que en realidad sucedió, hay mucha especulación en la explicación actual de la distribución de los elementos en las principales zonas de la Tierra.

Antes de que evolucionara el sistema proto-solar para formar el Sol y los planetas probablemente fue una gran nube de gas, polvo y alguna otra materia en forma de lente y girando.

El interior de esta nube, contraída y calentada en un inicio por atracción gravitacional, elevó su temperatura y presión lo suficiente para iniciar las reacciones nucleares, generando luz y calor.

La materia en los remolinos dentro de las zonas periféricas de la nube, con el tiempo coalesció y formó los planetas individuales. Porciones de elementos ligeros más volátiles (como N, C, O e H) escaparon del interior más caliente del sistema y fueron enriquecidos en los grandes planetas externos menos densos (Júpiter, Saturno, Urano y Neptuno).

Los elementos más pesados, menos volátiles (como Ca, Na, Ng, Al, Si, K, Fe, Ni y S), tendieron a permanecer cerca del centro del sistema y fueron enriquecidos en los pequeños planetas internos más densos (Mercurio, Venus, Tierra y Marte).

Se piensa que el crecimiento de la Tierra fue de una nube cuya composición era muy parecida a la del tipo de los meteoritos rugosos conocidos como condritas. La proto-Tierra fue probablemente homogénea, esferoide, sin zonas delimitadas, de composición aproximadamente condrítica.

Según la hipótesis de una Tierra sin zonas bien delimitadas y el modelo condrítico, la aleación Ni-Fe formó el núcleo, y las fases remanentes formaron el manto. En una época muy remota de su historia (hace 4-5 x 10 9 años) es probable que tuviera principalmente forma sólida.

La mayoría de los estudiosos de la Tierra suponen que un calentamiento posterior, debido a la contracción adiabática y decaimiento radiactivo, originó un extenso fenómeno de fusión, la aleación Ni-Fe, su fundió inicialmente; por su mayor densidad, la aleación se mantuvo en su posición y formó el núcleo. Este evento se conoce como la catástrofe del hierro.

Al continuar la fusión habría creado tres líquidos inmiscibles; silicatos, sulfuros y aleaciones. Los silicatos, sulfuros y otros compuestos remanentes podrían haber formado el manto que rodea el núcleo.

La nueva capa oceánica, compuesta principalmente de rocas basálticas, daría lugar a los arrecifes de alta mar (centros de difusión) por medio de una fusión parcial del manto. En relación con el manto, la corteza basáltica está enriquecida en Si, Al, Ca, Na, K y un gran número de elementos iónicos litófilos; pero es pobre en Mg, Fe y ciertos metales de transición (del grupo VIII en particular).

El proceso de fusión parcial de la parte superior del manto y la ascensión del magma formaron una nueva corteza, y puede ser el mecanismo dominante para la concentración de los elementos que enriquecieron la capa de la corteza a expensas del manto.

La fusión parcial también ocurrió dentro de la corteza continental, provocando a la formación y ascenso de magmas comparativamente ricos en elementos del manto, y pobre en relación con los elementos de las rocas de las que provienen los magmas.

Éstos tienden a moverse hacia arriba con el tiempo, solidificándose en ocasiones y formando parte de la corteza continental con diversas zonas, una superior (sial), teniendo una composición granítica, y una inferior (sima), de composición desconocida, probablemente parecida a la del basalto. La corteza granítica superior es aún más abundante en elementos de la corteza.

Modificaciones posteriores de la corteza continental superior pueden ocurrir a través de procesos como la sedimentación climática, el metamorfismo y la diferenciación ígnea.

Elementos actínidos. Actinide elements. Serie de elementos que comienza con el actinio (número atómico 89) y que incluye el torio, protactinio, uranio y los elementos transuránicos hasta el laurencio (número atómico 103).

Estos elementos tienen gran parecido químico con los lantánidos, o tierras raras, elementos de números atómicos 57 a 71.

Sus números atómicos, nombres y símbolos químicos son: 89, actinio (Ac), el elemento prototipo, algunas veces no se incluye como un miembro real de la serie; 90, torio (Th); 91, protacnio (Pa); 92, uranio (U); 93, neptunio (Np); 94, plutonio (Pu); 95, americio (Am); 96, curio (Cm); 97, berkelio (Bk); 98, californio (Cf); 99, einsteinio (Es); 100, fermio (Fm); 101, mendelevio (Md); 102, nobelio (No); 103, laurencio (Lr).

A excepción del torio y el uranio, los actínidos no están presentes en la naturaleza en cantidades apreciables. Los elementos transuránicos se descurbrieron e investigaron como resultado de sus síntesis en reacciones nucleares. Todos son radiactivos, y con excepción del torio y el uranio, incluso en pequeñas cantidades, deben manejarse con precauciones especiales.

La mayor parte de los actínidos tienen lo siguiente en común: cationes trivalentes que forman iones complejos y quelatos orgánicos; los sulfatos, nitratos, halogenuros, percloratos y sulfuros correspondientes son solubles, mientras que los fluoruros y oxalatos son insolubles en ácidos.

Elementos metaloácidos. Metalloacid elements. Elementos químicos con los siguientes números atómicos y nombres: 23, vanadio, V; 41, niobio, Nb; 73, tántalo, Ta; 24, cromo, Cr; 42, molibdeno, Mo; 74, tungsteno, W; 25, manganeso, Mn; 43, tecnecio, Tc y 75, renio, Re.

Estos elementos son un subgrupo integrante de los grupos V, VI y VII de la tabla periódica, respectivamente. En estado elemental todos son metales de alta densidad, alto punto de fusión y baja volatilidad.

La clasificación como elementos metaloácidos se refiere al hecho de que sus óxidos reaccionan con el agua para producir soluciones ligeramente ácidas, en contraste con el comportamiento más usual de los óxidos de otros metales que dan soluciones básicas.

Elementos nativos. Native elements. Elementos que aparecen en la naturaleza sin combinarse con otros. Además de los gases libres de la atmósfera, existen alrededor de 20 elementos que se encuentran bajo la forma de minerales en estado nativo. Éstos se dividen en metales, semimetales y no metales.

El oro, la plata, el cobre y el platino son los más importantes entre los metales, y cada uno de ellos se ha encontrado en ciertas localidades en forma lo suficientemente abundante para que se exploten como si fueran minas. Otros metales menos comunes son los del grupo del platino, plomo, mercurio, tantalio, estaño y zinc. El hierro nativo se encuentra, en escasas cantidades, lo mismo como hierro terrestre que como procedente de meteoritos.

Los semimetales nativos pueden dividirse en: 1) el grupo del arsénico, que incluye al arsénico, antimonio y bismuto, y 2) el grupo del telurio, que incluye el telurio y el selenio.

Los no metales nativos son el azufre y el carbón en sus formas de grafito y diamante. El azufre nativo es la fuente industrial principal de este elemento.

Elementos de tierras raras. Rare-earth elements. Al grupo de 17 elementos químicos, con números atómicos 21, 39 y 57-71, se le conoce con el nombre de tierras raras; el nombre lantánidos se reserva para los elementos del 58 a 71. El nombre de tierras raras es inapropiado, porque no son ni raras ni tierras.

La mayor parte de las primeras aplicaciones de las tierras raras aprovecharon sus propiedades comunes, utilizándose principalmente en las industrias del vidrio, cerámica, de alumbrado y metalurgia. Hoy, estas aplicaciones se sirven de una cantidad muy considerable de la mezcla de tierras raras tal como se obtienen del mineral, aunque algunas veces esta mezcla se complementa con la adición de cerio o se eliminan algunas de sus fracciones de lantano o cerio.

Estos elementos presentan espectros muy complejos, y los óxidos mezclados, cuando se calientan, dan una luz blanca intensa parecida a la luz solar, propiedad que encuentra su aplicación en arcos con núcleo de carbón, como los que se emplean en la industria del cine.

Los metales de las tierras raras tienen gran afinidad por los elementos no metálicos; por ejemplo, hidrógeno, carbono, nitrógeno, oxígeno, azufre, fósforo y halogenuros. Cantidades considerables de las mezclas de metales raros se reducen a metales, como el "misch metal", y estas aleaciones se utilizan en la industria metalúrgica.

Las aleaciones de cerio y las mezclas de tierras raras se emplean en la manufactura de piedras de encendedor. Las tierras raras se utilizan también en la industria del petróleo como catalizador. Granates de itrio y aluminio (YAG) se emplean en el comercio de joyería como diamantes artificiales.

Aunque las tierras raras están ampliamente distribuidas en la naturaleza, por lo general se encuentran en concentración baja, y sólo existen en alta concentración en las mezclas de cierto número de minerales. La abundancia relativa de las diferentes tierras raras en algunas rocas, formaciones geológicas, astrofísicos y cosmólogos.

Los elementos de las tierras raras son metales que poseen propiedades individuales particulares. Muchas de las propiedades de los metales de las tierras raras y de las mezclas indican que son muy sensibles a la temperatura y la presión. También son diferentes cuando consideramos las medidas entre los ejes cristalinos de los metales; por ejemplo, la conductividad eléctrica, la constante de elasticidad, etc.

Las tierras raras forman sales orgánicas con ciertos compuestos quelato-orgánicos. Esto quelatos, que han reemplazado parte del agua alrededor de los iones, aumenta las diferencias en las propiedades entre cada elemento de las tierras raras, lo que se ha aprovechado en los métodos modernos de separación por intercambio iónico.

Elementos de transición. Transition elements. En términos amplios, son los elementos con número atómico del 21-31, 39-49 y 71-81. En la clasificación más estricta de los elementos de transición, preferida por muchos químicos, incluyen sólo los elementos de número atómico 22-28, 40-46 y 72 al 78. Todos los elementos de esta clasificación tienen uno o más electrones en la subcapa parcialmente llena y tienen, por lo menos, un estado de oxidación bien conocido.

Todos los elementos de transición son metales y, en general, se caracterizan por sus elevadas densidades, altos puntos de fusión y bajas presiones de vapor. En el mismo subgrupo, estas propiedades tienden a aumentar con el incremento del peso atómico. La facilidad para forma enlaces metálicos se demuestra por la existencia de una gran variedad de aleaciones entre diferentes metales de transición.

Los elementos de transición incluyen la mayor parte de los metales de mayor importancia económica, como el hierro, níquel y zinc, que son relativamente abundantes por una parte, y, por otra, los metales para acuñación, cobre, plata y oro. También se incluyen elementos raros y poco conocidos, como el renio y el tecnecio, el cual no se encuentra en la Tierra en forma natural, aunque sí en pequeñas cantidades como producto de fisión nuclear.

En sus compuestos, los elementos de transición tienden a exhibir valencias múltiples; la valencia máxima tiende a incrementarse de 3+ en la serie (Sc, Y, Lu) a 8+ en el quinto miembro (Mn, Re). Una de las características más importantes de los elementos de transición es la facilidad con que forman iones complejos y estables. Las características que contribuyen a esta capacidad son la elevada relación carga-radio y la disponibilidad de sus orbitales d parcialmente llenos, los cuales pueden ser utilizados para forma enlaces.

La mayor parte de los iones y compuesto de los metales de transición son coloridos, ymuchos de ellos paramagnéticos. Tanto el color como el paramagnetismo se relacionan con la presencia de electrones desapareados en la subcapa d . Por su capacidad para aceptar electrones en los orbitales d desocupados, los elementos de transición y sus compuestos exhiben con frecuencia propiedades catalíticas.

Por lo general, las propiedades de los elementos de transición son intermedias entre los llamados elementos representativos, en que las subcapas están completamente ocupadas por electrones (elementos alcalinos; halógenos), y los interiores o elementos de transición f , en que los orbitales de las subcapas desempeñan un papel mucho menos importante en las propiedades químicas.

Elementos transuránicos. Transuranium elements. Elementos sintéticos con números atómicos superiores al del uranio (número atómico 92). Son miembros de los actínidos, desde el neptunio (número atómico 93) hasta el laurencio (número atómico 103) y los elementos transactínidos (con números atómicos superiores a 103).

El concepto de peso atómico en el sentido que se da a los elementos naturales no es aplicable a los elementos transuránicos, ya que la composición isotópica de cualquier muestra depende de su fuente. En la mayor parte de los casos el empleo de número de masa del isótopo de mayor vida media en combinación con una evaluación de su disponibilidad ha sido adecuado.

Buenas elecciones en el momento actual son: neptunio, 237; plutonio, 242; americio, 243; curio, 248; berkelio, 249; californio, 250; einstenio, 254; fermio, 257; mendelevio, 258; nobelio, 259; laurencio, 260; rutherfordio (elemento 104), 261; hafnio (elemento 105), 262 y elemento 106, 263.

Los actínidos son químicamente similares y tienen gran semejanza química con los lantánidos o tierras raras (números atómicos 51-71). Los transactínidos, con números atómicos 104-118, deben ser colocados en una tabla periódica ampliada debajo del periodo de elementos comenzando con el hafnio, número atómico 72, y terminando con el radón, número atómico 86.

Esta disposición permite predecir las propiedades químicas de estos elementos y sugiere que tendrán una analogía química, elemento por elemento, con los que aparecen inmediatamente arriba de ellos en la tabla periódica.

Los transuránicos, incluyendo hasta al fermio (número atómico 100), se producen en grandes cantidades por medio de la captura sucesiva de electrones en los reactores nucleares. El rendimiento disminuye con el incremento del número atómico y el más pesado que se produce en cantidades apreciables es el einstenio (número 99).

Muchos otros isótopos se obtienen por bombardeo de isótopos blanco pesados con proyectiles atómicos cargados en aceleradores; más allá del fermio todos los elementos se obtienen por bombardeo de iones pesados.

Se predice que los transactínidos que siguen al elemento 106 tendrán una vida media muy corta, pero consideraciones teóricas sugieren una estabilidad nuclear mayor, si se comparan con los elementos precedentes y sucesivos, para una gama de elementos situados alrededor de los números atómicos 110, 115 o 120 a causa de la estabilidad predicha por derivarse de capas nucleares cerradas.

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Publicado el 13 mayo 2007 - 07:50

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Una de dos o más especies de nucleidos de un elemento determinado, que tienen número idéntico de protones (Z) en el núcleo, pero cuyo número de neutrones (N) es diferente. Los isótopos se distinguen en cuanto a la masa, aunque son de la misma naturaleza química.

Todos los elementos que existen en la naturaleza tienen isótopos radiactivos, y la mayor parte de ellos tiene al menos un nucleido estable. Algunos elementos que se presentan en la naturaleza, como el uranio, son radiactivos, pero tienen isótopos con vida media larga.

De los 83 elementos existentes en la naturaleza en cantidades apreciables, 20 de ellos poseen un solo nucleido estable, y se conocen como mononuclídos o antisotópicos. Los demás tienen entre dos y diez isótopos.


Por lo general, la abundancia isotópica se refiere a la composición isotópica de un elemento terrestre que se encuentra en forma natural. Se observa que algunos elementos varían en su composición isotópica. La variabilidad se sitúa entre algunos por millar hasta uno o dos por ciento, aunque se observa una variabilidad mayor en algunas muestras.

Esta variación se produce por varias razones. En los elementos ligeros, como el hidrógeno, el litio y el boro, por ejemplo, los isótopos difieren bastante en su masa respectiva y en cierta medida en su reactividad química, en tal forma que los procesos de destilación o el intercambio químico entre diferentes compuesto químicos del elemento pueden producir diferencias significativas en la composición isotópica. En efecto, las reacciones de intercambio se utilizan en el caso del hidrógeno, el litio, el boro, el carbón, el nitrógeno y el oxígeno para separar los isótopos de estos elementos en una escala relativamente grande.

Los isótopos de ciertos elementos poseen propiedades únicas o peculiares, y es deseable su enriquecimiento. El deuterio, 2H, que tiene una abundancia casi de 0.16% en el hidrógeno terrestre, es útil para la moderación de los neutrones en los reactores de agua pesada, y se pronostica su empleo como combustible en los futuros reactores de fusión. Se han producido grandes cantidades de agua deuterizada mediante una gran variedad de procesos de destilación, intercambio y procesos de electrólisis. El isótopo fisionable de uranio, 235U, se enriquece por difusión gaseosa en un gas de hexafloruro de uranio en plantas muy grandes.


De los elementos biológicamente importantes, sólo el carbón y el hidrógeno poseen radioisótopos con vida media considerablemente larga, y pueden emplearse como trazadores en los organismos vivientes. Los estudios sobre metabolismo, utilización de droga y otras reacciones en los organismos vivos se realizan con mayor efectividad con isótopos estables, como 13C, 18N, 15O y 2H. Los compuestos se "etiquetan" introduciendo grandes concentraciones de isótopos en la estructura molecular, y los productos metabolizados se estudian usando un espectómetro de masas con el propósito de medir las razones isotópicas que se han alterado.

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Publicado el 15 mayo 2007 - 06:52

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Sistema de símbolos y notaciones para designar los 106 elementos químicos y sus combinaciones, que forman gran número de compuestos. Este sistema consta de letra, números y marcas que sirven para denotar el elemento químico y la fórmula o estructura de la molécula o compuesto. Los símbolos ofrecen una descripción instantáneamente reconocible del elemento o compuesto. En muchos casos, mediante los esfuerzos de las conferencias internacionales, los símbolos se reconocen en todo el mundo científico y simplifican notablemente el lenguaje universal de la química.

A los elementos químicos conocidos en la actualidad se les dan símbolos derivados casi siempre del nombre del elemento. He aquí algunos ejemplos de nombres y símbolos: cloro, Cl; flúor, F; berilio, Be; aluminio, Al; oxígeno, O, y carbono C. Sin embargo, los símbolos de algunos elementos provienen del nombre que recibe el elemento en latín o que se asigna por otras razones. Algunos ejemplos: Au (de aurum), oro; Fe (de ferrum), hierro; Pb (de plumbum), plomo; Na (de natrium), sodio y K (de Kalium), potasio. Los símbolos constan de una, o más comúnmente, de dos letras. La primera siempre es mayúscula y la sigue una minúscula.

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Número de cargas elementales positivas (protones) que contiene el núcleo de un átomo. Se representa con la letra Z. En un átomo eléctricamente neutro, el número de electrones orbitales es igual al número atómico. Los átomos con el mismo valor Z (isótopos) pertenecen al mismo elemento. El elemento más ligero es el hidrógeno, y tiene Z = 1. El elemento más pesado que se encuentra en la naturaleza es el uranio, y tiene Z = 92. Existen elementos con Z menor o igual a 106; algunos son naturales y otros se han creado de manera artificial. Cuando el número atómico se escribe explícitamente, por lo general se coloca antes y debajo del símbolo que representa al elemento; por ejemplo, 1H, 2U.

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Número asignado a cada elemento químico para especificar la masa promedio de sus átomos. Puesto que un elemento puede tener dos o más isótopos cuyas masas difieren, el peso atómico de tal elemento dependerá de las proporciones relativas de sus isótopos. La composición isotópica de los elementos que se encuentran en la naturaleza es casi constante, excepto en aquellos que ha producido la radiactividad natural. El peso atómico se refiere a esta mezcla natural. En 1960 se introdujo una unidad llamada masa nuclear relativa, definida como 1/12 de la masa de carbono- 12. Se representa con el símbolo u; de este modo, 12C = 12u. La tabla de los pesos atómicos relativos se basa ahora en la masa atómica de 12C = 12. V.

Existen cuatro métodos de precisión para determinar los pesos atómicos, y en los casos más favorables todos ellos son comparables en exactitud:

1) combinación química de pesos;

2) densidades límite de gases;

3) mediciones en espectrómetros de masas, y

4) energías de una reacción nuclear. Las dos primeras producen resultados en la escala química y las dos últimas en la escala física


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Publicado el 16 mayo 2007 - 06:02

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Temperatura a la cual se produce la transición de la fase líquida a la gaseosa. En el caso de sustancias puras a una presión fija, el proceso de ebullición o de vaporización ocurre a una sola temperatura; conforme se añade calor la temperatura permanece constante hasta que todo el líquido ha hervido.

El punto normal de ebullición se define como el punto de ebullición a una presión total aplicada de 101.325 kilopascales ( 1 atm); es decir, la temperatura a la cual la presión de vapor del líquido es igual a una atmósfera. El punto de ebullición aumenta cuando se aplica presión.

Para las sustancias que hierven en el intervalo de la temperatura ambiente, la tasa de cambio del punto de ebullición con la temperatura ambiente, la tasa de cambio del punto de ebullición con la temperatura es de aproximadamente 0.3º/kPa o 0.04º/mm Hg (donde la presión es aproximadamente de una atmósfera).

El punto de ebullición no puede elevarse en forma indefinida. Conforme se aumenta la presión, la densidad de la fase gaseosa aumenta hasta que, finalmente, se vuelve indistinguible de la fase líquida con la que está en equilibrio; ésta es la temperatura crítica, por encima de la cual no existe una fase líquida clara. El helio tiene el punto normal de ebullición más bajo (4.2 K) de los correspondientes a cualquier sustancia, y el carburo de tungsteno, uno de los más altos (6300 K).

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Temperatura a la cual un sólido cambia a líquido. En las sustancias puras, el proceso de fusión ocurre a una sola temperatura y el aumento de temperatura por la adición de calor se detiene hasta que la fusión es completa.

Los puntos de fusión se han medido a una presión de 105 pascales (1 atm), por lo general 1 atm de aire. (La solubilidad del aire en el líquido es un factor que complica las mediciones de precisión.) Al fundirse, todas las sustancias absorben calor y la mayor parte de dilatan; en consecuencia, un aumento en la presión normalmente eleva el punto de fusión. Algunas sustancias, de las cuales el agua es el ejemplo más notable, se contraen al fundirse; así, al aplicar presión al hielo a 0ºC (32ºF), se provoca su fusión. Para producir cambios significativos en el punto de fusión se requieren grandes cambios en la presión.

En soluciones de dos o más componentes el proceso de fusión ocurre normalmente dentro de un intervalo de temperaturas y se hace una distinción entre el punto de fusión, la temperatura a la que aparece la primera traza de líquido y el punto de congelamiento, es decir, la temperatura más alta a la que desaparece la última traza de sólido, o, en forma equivalente, si se está enfriando en vez de calentar, la temperatura a la que aparece la primera traza de sólido.

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Masa por unidad de volumen de un material. El término es aplicable a mezclas y sustancias puras y a la materia en el estado sólido, líquido, gaseoso o de plasma. Las unidades comunes de la densidad son gramos por centímetro cúbico y slugs o libras por pie cúbico.

La densidad relativa (gravedad específica) de un material se define como la razón de su densidad a la densidad de algún material estándar, como el agua a una temperatura especificada, por ejemplo, 15.56ºC (60ºF), o bien, para los gases la base puede ser aire a la temperatura y presión estándar. Otro concepto relacionado es el peso específico, que se define como el peso de una unidad de volumen del material.

La densidad de todas las sustancias depende de la temperatura; en el caso de los gases, de la temperatura y la presión. La temperatura utilizada como base para determinar o reportar valores de la densidad no es la misma para todas las sustancias. Para los sólidos, 0ºC (32ºF) es la temperatura preferida; para muchos líquidos, la temperatura de referencia es 15.56ºC (60ºF), y para los gases, 32ºF y una presión de 0ºC y 760 mm Hg o 101.325 kilopascales (29.921 in Hg) se utilizan para la mayor parte del trabajo científico y para las tablas de datos sobre gases.

En el caso de un sólido, si la muestra tiene una forma regular, como un cubo o un cilindro, puede determinarse su volumen por medidas lineales. La masa de la muestra se determina pesándola en una balanza adecuada; entonces este peso dividido entre el volumen da la densidad. Normalmente el peso se determina en el aire, y éste es el valor de la densidad en el aire o densidad aparente. Al hacer un ajuste por el efecto de empuje del aire sobre el peso de la muestra (y también sobre las pesas si se utiliza una balanza analítica) se obtiene la densidad real.

Un segundo procedimiento, aplicable a muestras de forma irregular, así como regular, consiste en pesar la muestra en el aire y a continuación suspenderla en un líquido de densidad conocida. El volumen de la muestra es igual a su pérdida de peso en el líquido dividida entre la densidad de éste. Tal es el método de la pesada hidrostática. Inversamente, es posible determinar la densidad de un líquido pesando en su seno un peso de masa y volumen conocidos.

Un método para determinar la densidad de un gas es vaciar por completo un recipiente ligero, pero resistente, de tamaño adecuado, cuyo volumen interior se conoce. Se pesa el recipiente que se ha vaciado, se llena con una muestra del gas y después se pesa una vez más. Por supuesto, debe conocerse la presión y temperatura de esta muestra de gas.

Para conocer y registrar la densidad o densidad relativa (gravedad específica) de una corriente de líquido o gas puede emplearse un densitómetro o gravitómetro.

La creciente demanda de valores exactos de la densidad de fases y sistemas ha generado un gran esfuerzo hacia la mejora de la tecnología de las mediciones necesarias. Han surgido dos métodos, el del oscilador o vibrador y el magnético, los cuales eliminan la mayor parte de las dificultades anteriores que estaban asociadas a las determinaciones rápidas y exactas sobre sistemas líquidos.

En el método del oscilador, la densidad de una muestra se relaciona con el cambio en la frecuencia de resonancia f de un tubo (hecho de vidrio especial o de cuarzo) que vibra lateralmente. Esta frecuencia es inversamente proporcional a la raíz cuadrada de la masa m del tubo y su contenido.

Los instrumentos que aplican el método magnético se llaman densitómetros magnéticos. Este densitómetro es un dispositivo por medio del cual un diminuto (<10 mm3 o 0.4 in) cilindro ferromagnético, dentro de una cubierta de vidrio o plástico, se sostiene a una altura precisa dentro de un medio, mediante un solenoide controlado por un sistema servo, en el circuito de un sensor de altura. La cubierta y el material ferromagnético constituyen una boya o flotador.


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De acuerdo con L. Pauling, "la fuerza con que un átomo, en una molécula, atrae hacia sí los electrones". Ni las definiciones cuantitativas ni las escalas de electronegatividad se basan en la distribución electrónica, sino en propiedades que se supone reflejan la electronegatividad.

La electronegatividad de un elemento depende de su estado de valencia y, por lo tanto, no es una propiedad atómica invariable. He aquí un ejemplo: la habilidad electroatractora de un orbital híbrido spn en un átomo de carbono y dirigido hacia un átomo de hidrógeno, crece de acuerdo con el porcentaje de carácter s en el orbital, según la serie etano < etileno < acetileno. Este concepto de electronegatividad orbital establece que cada elemento exhibe una gama de valores de electronegatividad.

La escala original, propuesta por Pauling en 1932, se basa en la diferencia entre la energía del enlace A-B en el compuesto Abn y la media de las energías de los enlaces homopolares A-A y B-B. R. S. Mulliken propuso que la electronegatividad de un elemento está dada por el promedio del potencial de ionización de los electrones de valencia y la afinidad electrónica.

La aproximación de Mulliken concuerda con la definición original de Pauling y da electronegatividades de orbitales y no electronegatividades atómicas invariables, A. L. Allred y E. G. Rochow definieron la electronegatividad como la fuerza de atracción entre un núcleo y un electrón de un átomo enlazado. Se ha desarrollado una escala de electronegatividad de potenciales basados en los datos de espectros atómicos y se ha calculado una escala no empírica mediante el método ab initio usando orbitales gaussianos flotantes.

Otros métodos para calcular electronegatividades se valen de observaciones de constantes de fuerza de vibración de enlace, potenciales electrostáticos, espectros y radios covalentes. Las mediciones de electronegatividad requieren la observación de propiedades dependientes de la distribución electrónica. La alta concordancia de valores de electronegatividad obtenidos de mediciones de diversas propiedades conducen a la confianza y utilidad del concepto.


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Publicado el 18 mayo 2007 - 03:52

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La idea de que la materia puede subdividirse en pequeñas unidades, discretas e indivisibles, llamadas átomos, se remonta a las enseñanzas del filósofo griego Demócrito, en el siglo V a.C.; suele considerarse que sus ideas son las más antiguas y auténticas de lo que los estudiosos de la filosofía griega han dado en llamar atomismo. El tejido del hilo filosófico del atomismo en la trama analítica de la física se inicia a fines del siglo XVIII y continúa durante el XIX.

Con frecuencia se atribuye a Robert Boyle el crédito de haber introducido el concepto de elementos químicos, que son las unidades irreducibles que ahora se identifican con los átomos individuales de un elemento dado. A principios del siglo XIX, John Dalton desarrolló una teoría atómica, en la cual postulaba que la materia estaba formada por átomos indivisibles semejantes a las unidades irreducibles de los elementos propuestos por Boyle; que todos los átomos de un elemento dado tienen características idénticas; que las diferencias entre los elementos se deben a diferencias fundamentales entre sus átomos constituyentes; que las reacciones químicas se producen por el simple reordenamiento de átomos indestructibles, y que los compuestos químicos constan de moléculas, que son agregados bastante estables de tales átomos indestructibles.

Los trabajos realizados por J. J. Thomson, en 1897, demostraron con claridad la constitución electromagnética de los átomos y, a partir de éstos, pueden extraerse unidades fundamentales de materia con carga eléctrica, que ahora se denominan electrones. La masa de los electrones representa una fracción muy pequeña de la masa atómica. En virtud de la neutralidad eléctrica de todo átomo, la masa atómica debe residir en una componente atómica de carga positiva, cuya magnitud sea tal que compense la negativa, pero con una masa mucho mayor.

Después de los trabajos de Thomson siguió, en 1911, la demostración de Ernest Rutherford, según la cual la carga positiva y casi toda la masa de un átomo se concentra en un pequeño núcleo, cuya dimensión es cerca de 10 000 veces menor que el diámetro atómico. En 1913, Niels Bohr y otros investigadores efectuaron, con bastante éxito, algunos intentos para construir modelos atómicos semejantes al sistema solar, en los cuales los electrones puntuales orbitaban alrededor de un centro positivo gracias a una atracción eléctrica mutua (aun cuando sólo se "permitían" algunas órbitas "cuantizadas").

Todos estos modelos quedaron desechados con el desarrollo de las teorías cuántico-ondulatorias de los electrones y los átomos.

La descripción moderna de la materia condensada (como los cristales sólidos) consta de un agregado de átomos o moléculas que, en virtud de su cercanía, responden con interacciones eléctricas atractivas, cuando sus distancias de separación son del orden de un diámetro atómico (esto es, casi 10-10 m); y repulsivas si las distancias son mucho menores. Estas interacciones están mediadas por los electrones, que en cierto sentido se comparten e intercambian entre todos los átomos de una muestra particular, y sirven como una especie de aglutinador interatómico que enlaza los centros atómicos, pesados, de carga positiva y que se repelen mutuamente.

El átomo de hidrógeno es el más simple y su espectro (o patrón de frecuencias luminosas que emite) es también el más simple. La regularidad de su aspecto había resistido todo intento de explicación, hasta que Bohr resolvió el asunto con tres postulados que constituyen un modelo util, pero insuficiente, para entender el átomo.

Postulado 1: la fuerza que mantiene unido a un electrón con un núcleo es la fuerza coulómbica entre dos cuerpos con carga eléctrica.

Postulado 2: el movimiento del electrón sólo se produce en ciertas órbitas estables, en las cuales no radia energía electromagnética, y son aquellas en las que el momento angula es un múltiplo entero de h/2? (condición cuántica de Bohr para el momento angular orbital). Cada órbita estable representa un estado discreto de energía.

Postulado 3: Cuando el electrón efectúa una transición de una órbita estable a otra, se produce una emisión o absorción de luz, cuya frecuencia es tal que la diferencia en las energías orbitales es igual a he (condición de A. Einstein para la frecuencia del fotón, el cuanto de luz).

Aquí se afirma que el concepto de momento angular, que en la física clásica es una medida continua del movimiento rotacional, tiene un comportamiento cuántico discreto tal que la medida de su cuantización se relaciona con la constante de Planck h , que es una constante universal de la naturaleza.

La mecánica cuántica moderna proporciona una justificación de la condición cuántica de Bohr para el momento angular orbital. También demuestra que no es posible retener el concepto de órbitas definidas, excepto en el caso límite de órbitas muy grandes. En este límite puede calcularse con exactitud la frecuencia, la intensidad y la polarización, aplicando las leyes clásicas de la electrodinámica a la radiación que proviene del electrón orbital. Este hecho ilustra el principio de correspondencia de Bohr, según el cual los resultados cuánticos deben coincidir con los clásicos en lo que toca a dimensiones grandes. Cuando las órbitas son más pequeñas que las correspondientes al caso límite, la desviación que se obtiene que se obtiene con la teoría clásica es de tal magnitud que ya no es posible describir con precisión una órbita definida. Las otras hipótesis de Bohr son válidas todavía.

De acuerdo con su teoría, las energías del átomo de hidrógeno están cuantizadas (es decir, pueden tener sólo ciertos valores discretos). Estas energías pueden calcularse a partir de las órbitas electrónicas permitidas por la cuantización del momento angular orbital. La órbita puede ser circular o elíptica, pero por razones de simplicidad sólo se considerará el caso de una órbita circular. Se supondrá que se tiene un electrón de masa m y carga eléctrica e, el cual describe una órbita circular de radio r alrededor de un núcleo de carga +e y de masa infinita. Si el electrón tiene una velocidad v, su momento angular será mvr, y el segundo postulado se convierte en la ecuación (1). El entero se llama número cuántico principal. Las energías posibles de los estados del átomo que no radian energía electromagnética están dadas por la ecuación (2). En esta ecuación 0 es la permitividad del espacio vacío, y se incluye para obtener las unidades correctas al expresar la ley de Coulomb en el sistema mks.


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Cuando se resuelve la ecuación de Schrödinger para el átomo de hidrógeno, se obtiene esta misma ecuación para los niveles de energía de dicho átomo, a excepción de algunas correcciones pequeñas, aunque importantes.

La ecuación (3) determina las frecuencias de la luz o radiación electromagnética emitida o absorbida en las transiciones, en donde E' y E'' son las energías de los estados inicial y final del átomo.

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Los espectroscopistas acostumbran expresar sus mediciones en longitudes de onda o en número de onda, a fin de obtener números de dimensiones convenientes. En la ecuación (4) se muestra el número de onda de una transición. Si T= -E/hc , se llega a la ecuación (5). T recibe el nombre de término espectral.

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Cuando se parte de la ecuación (2), los términos permitidos para el hidrógeno quedan determinados por la ecuación (6). La cantidad R es la importante constante de Rydberg. Su valor se ha medido con mucha precisión con espectroscopia láser y se relaciona, como se muestra en la ecuación (6), con los valores de otras constantes atómicas conocidas.

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Como en realidad el núcleo no permanece en reposo en el centro del átomo, es preciso tomar en cuenta el efecto de la masa nuclear finita. El electrón y el núcleo giran alrededor de su centro de masas común. Este efecto puede tomarse en consideración en forma precisa y requiere un cambio pequeño en el valor de la masa efectiva m de la ecuación (6)

Además de las órbitas circulares ya descritas, también las elípticas son consecuentes con los requisitos de que el momento angular esté cuantizado. A. Sommerfeld demostró que paracada valor de n existe una familia de n órbitas elípticas permitidas con el mismo eje mayor, pero con diferentes excentricidades. Las órbitas se designan como s, p y d , y se asocian con los valores del número cuántico azimutal l = 0, 1 y 2, respectivamente. Este número determina la forma de la órbita, pues la razón del eje mayor al eje menor es n/(l+1). Como una primera aproximación las energías de todas las órbitas con el mismo valor de n son iguales. Sin embargo, en el caso de órbitas muy excéntricas, hay una ligera disminución de la energía ocasionada por la precesión de la órbita. Según la teoría de la relatividad de Einstein, la masa aumenta un poco en la parte interior de la órbita, pues tiene una velocidad más grande. El aumento de la velocidad es mayor conforme la excentricidad lo es también, lo cual ocasiona que en las órbitas de mayor excentricidad la energía disminuya aún más. La cantidad l se llama número cuántico de momento angular orbital, o número cuántico azimutal.

Cuando se intenta extender el modelo de Bohr a los átomos con más de un electrón, lo lógico es comparar los términos observados experimentalmente en los átomos alcalinos con los del átomo de hidrógeno, pues éstos contienen un solo electrón fuera de sus capas cerradas. Se encuentra una semejanza definida, pero con la notable diferencia de que los términos con l > 0 se duplican. Este hecho lo interpretaron S. A. Goudsmit y G. E. Uhlenbeck, quienes lo atribuyeron a un momento angular adicional de 1/2(h/2?) proveniente del giro (espín) del electrón alrededor de su propio eje. El número cuántico del espín del electrón es s = 1/2.

La mecánica cuántica relativista descubierta por P. A. M. Dirac proporciona las bases teóricas para la interpretación de esta observación experimental.

En la mayor parte de la exposición siguiente subyace implícitamente el principio de exclusión de W. Pauli enunciado por primera vez en 1925 y que, cuando se aplica a los átomos, establece lo que sigue: en un átomo con varios electrones no puede existir más de un electrón con el mismo conjunto de número cuánticos. En una aproximación de electrones hidrogenoides independientes de los átomos con varios electrones, sólo existen 2n 2 selecciones independientes posibles de los números cuánticos principales ( n ), orbital ( l ) y magnéticos ( m l , m s ) disponibles para los electrones que pertenecen a un valor determinado de n . Aquí m l y m s son las proyecciones cuantizadas de l y s sobre alguna dirección seleccionada. De este principio se deduce la organización de los electrones del átomo en capas de radio creciente (el radio de Bohr aumenta con n 2 ).

La energía de interacción del espín del electrón con su momento angular orbital recibe el nombre de acoplamiento espín-órbital. Una carga que se mueva en un campo eléctrico puro, o en un campo magnético puro (es decir, en campos percibidos como "puros" en un laboratorio estático), experimenta una combinación de campos eléctricos y magnéticos cuando su movimiento queda referido a un sistema móvil respecto del cual la carga está instantáneamente en reposo. Se sabe, por ejemplo, que las cargas en movimiento se desvían en campos magnéticos. No obstante, en un sistema en el cual tales cargas estén en reposo, no existe movimiento, y cualquier aceleración de una carga obedecerá a la presencia de un campo eléctrico puro detectado por un observador que analice el movimiento en ese sistema de referencia.

Una descripción burda de un electrón en rotación puede ser la de una pelota cargada que gira, lo cual equivale a un circuito de corriente eléctrica. Esta corriente eléctrica produce una distribución de campo magnético muy parecida a la de una pequeña barra imantada, con sus polos magnéticos norte y sur colocados simétricamente respecto del ecuador y a lo largo del eje de rotación (espín).

Esta barra imantada representativa puede interactuar con campos magnéticos externos; uno de tales campos es el que experimenta el electrón en un sistema de referencia, en el cual el electrón se encuentra en reposo, y que tiene por causa el movimiento orbital del electrón a través del campo eléctrico que produce el núcleo del átomo.

En los átomos con varios electrones pueden haber interacciones adicionales, aunque en general son más débiles y obedecen a las interacciones magnéticas de cada electrón con sus vecinos, tanto porque su movimiento es relativo como porque todos tienen espín.

La intensidad del campo producido por la barra imantada equivalente a cada espín electrónico, así como su dirección en el espacio, se caracterizan con una cantidad que se llama el momento magnético, el cual está también cuantizado en virtud de la cuantización del espín.

Los estudios de los efectos producidos por campos magnéticos externos en los átomos demuestran que la magnitud del momento magnético asociado con el espín del electrón es igual a la unidad llamada el magnetón de Bohr.

La energía de interacción entre el momento magnético del electrón y el campo magnético que genera su movimiento orbital suele producir una pequeña corrección al término espectral, la cual depende del ángulo entre el momento magnético y el campo magnético, esto es, entre los vectores de momento angular de espín y de momento angular orbital (que es perpendicular al plano de la órbita, y su magnitud es la medida del momento angular orbital). Como la teoría cuántica requiere que el número cuántico j de momento angular total del electrón tome valores cuya diferencia sea un número entero, existen entonces sólo dos orientaciones posibles de s relativas a l , ya que l es siempre un número entero; esto es: s debe de ser paralelo a l o antiparalelo a l .

En el caso de un solo electrón fuera del núcleo, la corrección espín-órbita de los términos espectrales queda determinada por la ecuación (7), obtenida de la teoría de Dirac.

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En los átomos que poseen más de un electrón, la estructura fina se manifiesta en la llamada estructura de multipletes. Por ejemplo, los dobletes en los espectros de los elementos alcalinos se deben al acoplamiento espín-órbita; en este caso puede aplicarse la ecuación (7), haciendo las modificaciones adecuadas.

Cuando en un átomo se encuentra presente más de un electrón, existen varias maneras en las que pueden interactuar los espines y los momentos angulares orbitales, cada espín puede acoplarse a su propia órbita, como en el caso de un solo electrón; las otras posibilidades son órbita-órbita, espín-espín, y así sucesivamente. La interacción más común en los átomos ligeros es el acoplamiento LS o acoplamiento de Russell-Saunders, que de manera esquemática se describe en la ecuación (8 ).

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Esta notación indica que el acoplamiento entre los l i es fuerte para formar un L resultante, que representa al momento angular orbital total, el acoplamiento entre los s i también es fuerte y dan lugar a una S resultante, que es el momento angular de espín total. El acoplamiento más débil es el que hay entre L y S para formar J , que es el momento angular total del sistema de electrones del átomo en ese estado.

El acoplamiento del tipo LS se aplica, por lo general, a los estados de baja energía de los átomos ligeros. El siguiente tipo más común de acoplamiento es el jj , y se representa en la ecuación (9 ).

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Cada electrón tiene su espín acoplado a su propio momento angular orbital para formar un j i de ese electrón. El acoplamiento entre los distintos j i es más débil y da lugar a J . Este efecto se observa tal cual muy raras veces. En los átomos más pesados es común encontrar una condición intermedia entre los acoplamientos LS y jj ; puede utilizarse cualquiera de las notaciones LS o JJ para describir los niveles, pues el número de niveles para una configuración electrónica dada no depende del esquema de acoplamiento.

La mayor parte de los núcleos atómicos también poseen espín, pero su rotación es 2000 veces más lenta que la de los electrones, porque su masa es 2000 veces mayor que la de éstos. Por esta razón, existen campos magnéticos nucleares muy débiles, análogos a los electrónicos, los cuales producen una estructura fina en las líneas espectrales y separan aún más los niveles de energía atómicos.

En consecuencia, la separación de las líneas espectrales que generan depende de las orientaciones relativas entre los momentos magnéticos nucleares y los electrónicos, lo cual implica diferentes energías de interacción. El patrón de niveles de energía que se obtiene, y las líneas espectrales correspondientes, se llama estructura hiperfina.

Las enormes capacidades de los láseres sintonizables han permitido hacer observaciones que antes no eran posibles. Por ejemplo, la espectroscopia de saturación de alta resolución, donde se utiliza un haz saturado y un haz sonda del mismo láser, se ha utilizado para medir la estructura hiperfina de las líneas de resonancia del sodio (llamadas líneas D 1 y D 2 ). La separación más pequeña distinguible fue menor de 0.001 cm -1 , la cual es mucho menor que la anchura Doppler de las líneas.

Las propiedades nucleares afectan también a los espectros por medio del corrimiento isotópico. Éste es el resultado de la diferencia entre las masas nucleares de dos isótopos, que produce un cambio ligero en la constante de Rydberg. Algunas veces se presenta una distorsión del núcleo.

Sería falso pensar que el destino más probable de los electrones atómicos excitados fueran las transiciones a órbitas inferiores acompañadas de la emisión de un fotón. De hecho, al menos para los elementos del primer tercio de la tabla periódica, la forma preferida de desexcitación de la mayor parte de los sistemas atómicos o iónicos excitados, en casi todos los estados de excitación, es el proceso de emisión electrónica, que por primera vez observó P. Auger, en 1925, y que a la fecha lleva su nombre.

Por ejemplo, un ion de neón con una sola carga, al que le falta un electrón 1s, tiene una probabilidad 50 veces mayor de desexcitarse pro emisión de un electrón que por emisión de un fotón. Durante este proceso, un electrón atómico exterior desciende para llenar una vacante interna, en tanto que el átomo emite otro electrón para conservar la energía total y el momento angular del átomo. La causa común de esta emisión es la repulsión coulómbica entre los electrones

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Publicado el 20 mayo 2007 - 01:57

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El radio atómico se define como la mitad de la distancia entre dos núcleos de un mismo elemento unidos entre sí. Estas distancias se calculan mediante técnicas de difracción de rayos X, neutrones o electrones.

Dentro de un mismo grupo, el radio atómico aumenta con el valor de Z, es decir, hacia abajo, ya que el número de niveles electrónicos aumenta en el mismo sentido.

En los períodos cortos, el radio atómico disminuye al aumentar el número atómico, pues el electrón diferenciador se sitúa en el mismo nivel energético y la carga nuclear va aumentando. Debido a esto, la carga nuclear atrae con más fuerza, para igual distancia, a los electrones periféricos, lo que produce la correspondiente disminución. En los períodos largos la variación es más irregular, existiendo dos mínimos: uno hacia el centro y otro en el halógeno correspondiente.

Los elementos del grupo primero son los de mayor radio atómico.


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El radio iónico es el radio que tiene un átomo cuando ha perdido o ganado electrones, adquiriendo la estructura electrónica del gas noble más cercano.

Por ejemplo, todos los elementos del grupo 1 (alcalinos) tienen una configuración electrónica del tipo ...ns1; lo más fácil es que pierdan ese electrón del orbital del nivel superior, más débilmente atraído por el núcleo, y que adquieran la estructura electrónica del gas noble anterior. Por tanto, la carga nuclear será mayor que la electrónica, con lo que el núcleo atraerá con más fuerza a los electrones, y el radio iónico será menor que el radio atómico.

Todo lo contrario ocurre en los elementos del grupo 17(halógenos). En éstos la configuración electrónica es del tipo ...ns2 np5, con lo que es más fácil que completen el orbital p ganando un electrón, luego su carga nuclear será menor que la electrónica y la atracción que ejercerá el núcleo sobre los electrones será también menor. Por tanto, los radios iónicos, en este caso, son mayores que los atómicos.

Podemos generalizar diciendo que los iones cargados negativamente (aniones) son siempre mayores que los átomos de los que derivan, aumentando su tamaño con la carga negativa: los iones positivos (cationes), sin embargo, son siempre menores que los átomos de los que derivan, disminuyendo su tamaño al aumentar al carga positiva.

Entre los iones con igual número de electrones (isoelectrónicos) tiene mayor radio el de menor número atómico, pues la fuerza atractiva del núcleo es menor al ser menor su carga.


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El potencial de ionización es la energía que hay que suministrar a un átomo neutro, gaseoso y en estado fundamental, para arrancarle el electrón más débil retenido.

Podemos expresarlo así...

Átomo neutro gaseoso + Energía -----> Ion positivo gaseoso + e -

Siendo esta energía la correspondiente a la primera ionización. El segundo potencial de ionización representa la energía precisa para sustraer el segundo electrón; este segundo potencial de ionización es siempre mayor que el primero, pues el volumen de un ion positivo es menor que el del átomo y la fuerza electrostática es mayor en el ion positivo que en el átomo, ya que se conserva la misma carga nuclear.

El potencial o energía de ionización se expresa en electrón-voltio, julios o en Kilojulios por mol (kJ/mol).

1 eV = 1,6 . 10 -19 culombios . 1 voltio = 1,6 . 10 -19 julios

Si el potencial de ionización de un átomo fuera 1 eV, para ionizar un mol (6,02 . 10 23 átomos) de dichos átomos serían necesarios 96,5 kJ.

En los elementos de una misma familia o grupo el potencial de ionización disminuye a medida que aumenta el número atómico, es decir, de arriba abajo.

En los alcalinos, por ejemplo, el elemento de mayor potencial de ionización es el litio y el de menor el francio. Esto es fácil de explicar, pues el último electrón se sitúa en orbitales cada vez más alejados del núcleo y, a su vez, los electrones de las capas interiores ejercen un efecto de apantallamiento de la atracción nuclear sobre los electrones periféricos.

En los elementos de un mismo período, el potencial de ionización crece a medida que aumenta el número atómico, es decir, de izquierda a derecha.

Esto se debe a que el electrón diferenciador o último de los elementos de un período está situado en el mismo nivel energético, mientras que la carga del núcleo aumenta, por lo que será mayor la fuerza de atracción, y, a su vez, el número de capas interiores no varía y el efecto pantalla no aumenta.

Sin embargo, el aumento no es continuo, pues en el caso del berilio y el nitrógeno se obtienen valores más altos que lo que podía esperarse por comparación con los otros elementos del mismo período. Este aumento se debe a la estabilidad que presentan las configuraciones s 2 y s 2 p 3 , respectivamente.

La energía de ionización más elevada corresponde a los gases nobles, ya que su configuración electrónica es la más estable, y por tanto habrá que proporcionar más energía para arrancar un electrón.

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Término que se usa comúnmente entre los químicos para caracterizar el poder que tiene un elemento para combinarse con otros, lo que se mide por el número de enlaces con otros átomos que un átomo de un elemento dado forma por combinación química. El término también ha venido a significar la teoría de todas las propiedades físicas químicas de las moléculas que dependen particularmente de la estructura electrónica molecular.

De esta manera, en agua, H2O, la valencia de cada átomo de hidrógeno es 1 y la valencia del oxígeno, 2. En el metano, CH4, la valencia del hidrógeno es nuevamente 1; la del carbono, 4. En el NaCl y el CCl4, la valencia del cloro es 1 y en CH2 la del carbono es 2.

La mayor parte de los hechos simples de la valencia (aunque ciertamente no todos) se deriva del postulado de que los átomos se combinan de tal manera que buscan estructuras de capa cerrada o de gas inerte (regla de ocho) por transferencia de electrones entre sí, o compartiendo entre ambos un par de electrones. Si se usan estas reglas al hacer un examen pueden obtenerse muchas estructuras moleculares.

Por la forma en que se suele utilizar, y según se ha definido aquí, la palabra valencia es ambigua. Antes de que pueda asignarse un valor a la valencia de un átomo en una molécula, debe conocerse con exactitud la estructura electrónica de la molécula, y esta estructura debe ser descriptible en forma sencilla, en términos de enlaces simples. En la práctica, ninguna de estas condiciones se cumple nunca en forma precisa. Un término que no es tan ambiguo es el de número de oxidación o número de valencia. Los números de oxidación son útiles para balancear ecuaciones oxidación-reducción, pero no se relacionan de manera sencilla con las valencias ordinarias. Así, la valencia del carbono en el CH4, el CHCl3 y el CCl4, es 4 y los números de oxidación del carbono en estas tres sustancias son -4, +2 y +4.
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Fin del capitulo
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Publicado el 16 noviembre 2007 - 06:53

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Un lindo enlace...ojala les funcione... si no abre desde aca, copienlo y pasenlo al Internet Explorer
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Tabla periódica de los elementos

Interactividad de Encarta




http://es.encarta.ms..._elementos.html

http://es.encarta.ms..._elementos.html


La tabla periódica de los elementos agrupa a éstos en filas y columnas según sus propiedades químicas. Los elementos aparecen ordenados por su número atómico. Haciendo clic en un elemento de la tabla obtendrá información sobre el nombre, la historia, la configuración electrónica y la masa atómica del mismo. Las masas atómicas entre paréntesis indican la masa del isótopo más estable.


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#9 Ge. Pe.

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Publicado el 22 noviembre 2007 - 01:29

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Otro diagrama muy didactico, agrandelo y pasenlo a su pc
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#10 Ge. Pe.

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Publicado el 23 noviembre 2007 - 06:48

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Otro diagrama muy util.... siempre vienen bien, un Ingles que Uds conocen...
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#11 Ge. Pe.

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Publicado el 16 diciembre 2007 - 08:57

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Otra imagen... y un poco de teoría
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Sistema periódico o tabla periódica.



El sistema periódico es el esquema en el que todos los elementos químicos conocidos se clasifican de izquierda a derecha y de arriba abajo en orden creciente de su número atómico y en una forma que refleja la estructura de los elementos. Los elementos están ordenados en siete hileras horizontales, llamadas períodos, y en 18 columnas verticales, llamadas grupos o familias.









El período 1 (con 2 elementos) se conoce como período muy corto.

Los períodos 2 y 3 (con 8 elementos cada uno) se llaman períodos cortos.

Los períodos 4 y 5 (con 18 elementos cada uno) se denominan períodos largos.

Los períodos 6 y 7 (con 32 y más de 19 elementos respectivamente) se conocen como períodos muy largos.

Una de las clasificaciones tradicionales más extendida para los grupos es la que, de izquierda a derecha, utiliza números romanos seguidos de las letras «A» o «B»; llevan la letra «A» los grupos de los elementos representativos

(IA, alcalinos;

IIA, alcalinotérreos;

IIIA, térreos;

IVA, carbonoideos;

VA, nitroideos;

VIA, anfígenos;

VIIA, halógenos;

VIIIA, gases nobles) y

llevan la letra «B» los de los elementos de transición.

Actualmente está ganando popularidad otro sistema de clasificación, adoptado por la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC); este nuevo sistema renumera los grupos del 1 al 18, comenzando por la izquierda del sistema periódico.

La ley periódica es la base de la tabla periódica y establece que las propiedades físicas y químicas de los elementos tienden a repetirse de forma sistemática conforme aumenta el número atómico. Todos los elementos de un grupo presentan una gran semejanza y, por lo general, difieren de los elementos de los demás grupos.



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Publicado el 29 enero 2008 - 05:02




Ayudas interesantes
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Radio atómico en la tabla periódica





Al aumentar el número atómico, Z, muchas de las propiedades fisicoquímicas de los elementos varían de forma periódica. Una de ellas es el radio atómico, que se obtiene a partir de las longitudes de los enlaces entre los átomos.

En un mismo grupo (columna), el radio atómico aumenta al aumentar Z, y en un mismo periodo (fila), disminuye a medida que aumenta el número atómico.



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Publicado el 19 marzo 2008 - 11:35



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En: Curso de Biomolécula del Dr. Juan Manuel González Mañas.
Profesor Titular del Departamento de Bioquímica y Biología Molecular de la Universidad del País Vasco.




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LA TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS





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Publicado el 01 abril 2008 - 11:50






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Dado también en el tema "Química. Teoría"...


Autorizado por y gracias a:

HIRU.COM - PORTAL DE APRENDIZAJE PERMANENTE.
DEPARTAMENTO DE EDUCACIÓN. GOBIERNO VASCO.

http://www.hiru.com


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La tabla periódica



Desde comienzos del siglo XIX, los científicos han agrupado los elementos químicos en tablas, ordenadas en función de sus propiedades. Fruto de estos trabajos es la tabla periódica, tal como la conocemos y utilizamos hoy. La tabla consta de 18 columnas, donde los elementos ocupan sus lugares atendiendo al orden creciente del número atómico Z. Los metales están separados de los no metales, los gases nobles ocupan el final de cada periodo y las tierras raras (lantánidos y actínidos) están fuera de la tabla en dos filas de 14 elementos cada una.


Estructura de la tabla periódica


La tabla periódica consta de 7 filas horizontales o periodos, numerados del 1 al 7, y de 18 columnas verticales o grupos, numerados del 1 al 18.

Además de esta ordenación, es frecuente referirse a cuatro bloques denominados S, P, D y F, según sea el orbital ocupado por la capa de valencia.

El bloque S está formado por los elementos de los grupos 1 y 2. Los elementos del grupo 1, los metales alcalinos, tienen configuración electrónica ns1. Los metales alcalinotérreos, situados en el grupo 2, tienen configuración ns2.

El bloque P lo forman los grupos del 13 al 18, cuyos electrones de valencia ocupan los orbitales p.

A partir del grupo 13, con configuración externa ns2np1, comienza el grupo p.

Los elementos del grupo 17, halógenos, tienen configuración electrónica ns2np5.

Los elementos del grupo 18, gases nobles, tienen la capa de valencia completa, siendo su configuración electrónica ns2np6.

Los elementos del bloque D, denominados elementos de transición, están en el centro de la tabla, ocupando los grupos del 3 al 12. Los electrones externos ocupan los orbitales d correspondientes al nivel n–1. Las configuraciones varían desde (n–1)d1ns2 en el grupo 3, hasta (n–1)d10ns2 en el grupo 12.

El bloque F comprende los elementos de transición interna.

Están formados por dos series de 14 elementos cada una, ocupando los electrones orbitales f del nivel (n-2). La configuración electrónica, con algunas excepciones, puede escribirse de forma general como (n–2)f1–14×(n–1)d1ns2, tomando n un valor de 6 para los lantánidos y 7 para los actínidos. Algunas propiedades físicas de los elementos varían regularmente en función de su configuración electrónica, esto es, de su posición en la tabla periódica. Por eso se denominan propiedades atómicas periódicas.




Tabla periódica de los elementos.






Energía de ionización


Se denomina energía de ionización (EI) a la energía necesaria para separar un electrón de un átomo gaseoso y formar un ion:


Variación de la energía de ionización en la tabla periódica.





Afinidad electrónica


La afinidad electrónica (AE) de un elemento es la energía interna intercambiada cuando un átomo neutro, gaseoso y en estado fundamental, capta un electrón y se convierte en un ion mononegativo:




Variación del valor absoluto de la afinidad electrónica en la tabla periódica.




Electronegatividad


Se define la electronegatividad (EN) de un elemento como la capacidad relativa de un átomo de ese elemento para atraer electrones hacia sí, cuando forma parte de un enlace químico.


Variación de la electronegatividad en la tabla periódica.





Carácter metálico


El carácter metálico (c.m.) aumenta hacia la izquierda en un periodo y hacia abajo en los grupos de los elementos representativos.


Variación del carácter metálico en la tabla periódica.




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Número de electrones



El máximo número de electrones en cada capa es igual a 2n2.




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Propiedades de los no metales



Los elementos no metálicos se caracterizan por poseer muchos electrones en el orbital de nivel más externo y por su tendencia a ganar electrones para adquirir configuración de gas noble. Las combinaciones entre elementos no metálicos suelen ser sustancias covalentes.




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Propiedades de los metales



La característica más importante de los metales es su facilidad para perder electrones y formar iones positivos. Los elementos metálicos reaccionan con los no metálicos para formar compuestos iónicos.




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Publicado el 31 julio 2008 - 12:06



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EN FISICANET


http://www.fisicanet...a_periodica.php

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ANALISIS DE LOS ELEMENTOS DE LA TABLA PERIODICA


Apunte de Tabla Periódica: Metales alcalinos y alcalinotérreos. La familia del carbono. Halógenos. Gases nobles. Metales de transición. Metales de transición. Elementos transuránicos.




GRUPO I A: LOS METALES ALCALINOS


Los metales alcalinos, litio (li), sodio (na), potasio (k), rubidio (rb), cesio (cs) y francio (fr), son metales blandos de color gris plateado que se pueden cortar con un cuchillo. Presentan densidades muy bajas y son buenos conductores de calor y la electricidad; reaccionan de inmediato con el agua, oxigeno y otras substancias químicas, y nunca se les encuentra como elementos libres (no combinados) en la naturaleza. Los compuestos típicos de los metales alcalinos son solubles en agua y están presentes en el agua de mar y en depósitos salinos. Como estos metales reaccionan rápidamente con él oxigeno, se venden en recipientes al vacío, pero por lo general se almacenan bajo aceite mineral queroseno. En este grupo los más comunes son el sodio y el potasio.

GRUPO II A: LOS METALES ALCALINOTÉRREOS


Entre los elementos del GRUPO II A. Se encuentran el berilio (be), magnesio (mg), calcio (ca), estroncio (sr), bario (ba) y el radio (ra). Estos metales presentan puntos de fusión más elevados que los del grupo anterior, sus densidades son todavía más bajas, pero son algo más elevadas que la de los metales alcalinos comparables. Son menos reactivos que los metales alcalinos. Todos los metales alcalinotérreos poseen dos electrones de valencia y forman iones con doble carga positiva (2 +).

El calcio ocupa el quinto lugar en abundancia; alrededor del 4 % de la corteza terrestre es calcio o magnesio. El carbonato de calcio es el compuesto que forma la greda, la piedra caliza y la calcita. La cal, el cemento, los huesos y los depósitos de conchas marinas son ricos en calcio. El magnesio metálico se emplea para polvo de iluminación instantánea, bombillas fotográficas, y en aleaciones de aluminio, en especial para aviones y proyectiles. Casi todo el quot; agua dura quot; contiene iones calcio y magnesio, el berilio es costoso, pero las aleaciones de este metal se emplean en herramientas que no producen chispas, en resortes y electrodos para soldadura por puntos. El berilio y sus compuestos son tóxicos. Los compuestos de bario son extensamente en pigmentos blancos. El radio es radiactivo.

GRUPO III A:


El primer elemento del GRUPO III A es el boro (b), un metaloide con un punto de fusión muy elevado y en el que predominan las propiedades no metálicas. Los otros elementos que comprenden este grupo son: aluminio (al), galio (ga), indio (in), y talio (tl), que forman iones con una carga triple positiva (3 +). La densidad y las características metálicas aumentan conforme se incrementa el número atómico de este grupo.

El boro no sé encuentra libre en la naturaleza, pero es el elemento fundamental del bórax. Este compuesto se emplea como suavizante de agua y en agente de limpieza. Desde el punto de vista químico, el boro se comporta mas como el metaloide silicio que como el aluminio metálico.

El aluminio se encuentra adyacente a dos metaloides en la tabla periódica, pero en sus propiedades predominan las de tipo metálico. El aluminio es un buen conductor de calor y la electricidad, y es un metal dúctil que se emplea en alambres ligeros. Es el metal que más abunda en la corteza terrestre (8 %), pero es demasiado activo para encontrarse libre en la naturaleza. Se utiliza por ejemplo en aeronaves, alambre de transmisión eléctrica, motores, automóviles, utensilios de cocina, pigmentos para pinturas y papel aluminio.

El galio se funde a 29.8 c, solo un poco arriba de la temperatura ambiente, la demanda de este metal va en aumento; tiene aplicaciones nuevas en semiconductores de estado sólido para computadores y celdas solares. El indio es muy blando; entre otras cosas, se emplea en transistores y recubrimientos de espejos. El talio y sus compuestos son tóxicos.

GRUPO IV A: LA FAMILIA DEL CARBONO.


El carácter metálico aumenta de arriba hacia abajo en el caso de los elementos carbono ©, silicio (si), germanio (ge), estaño (sn), y plomo (pb). Las diferencias en la posición cristalina de los átomos de carbono explican la dureza resbaladiza del grafito negro. A las formas distintas de un mismo elemento, como estas, se les llama alótropos. A mediados de la década de 1980 sé descubrió una nueva forma alotrópica del carbono, con 60 átomos dispuestos en un patrón parecido a la superficie de un balón de fútbol a estas esferas de carbono 60 se les suele dar el nombre de buck y bolas. El carbono vegetal es una forma alotrópica no cristalina (o quizás microcristalina) del carbono; no presenta un patrón atómico definido. Además de los dos óxidos de este elemento, dióxido de carbono (co2) y monóxido de carbono (co) el carbón está presente en más de 8 millones de compuestos. Entre los compuestos orgánicos (que contienen carbono) están las sustancias naturales presentes en todos los seres vivos. Todos los productos del petróleo y los sintéticos que van de los plásticos a las fibras y medicamentos, son también compuestos orgánicos.

El silicio, el segundo miembro de este grupo, es un metaloide en el que predominan las propiedades no metálicas. Es el segundo elemento más abundante en la corteza terrestre (26%) pero no se encuentra como elemento libre, la arena de cuarzo, que es dióxido de silicio, se emplea en la producción de vidrio y cemento. El silicio posee un lustre metálico gris. Este metaloide ha ejercido un impacto enorme en la tecnología moderna, pues se emplea silicio extremadamente puro en la manufactura de semiconductores y chips de computadora. El carborundo es carburo de silicio, un compuesto de silicio y carbono que se utiliza en herramientas de corte y esmerilado. El germanio es también un semiconductor metaloide y participa en miles de aplicaciones electrónicas.

GRUPO V A:


Entre los elementos del grupo v a están los no metales nitrógeno (n) y fósforo (p), los metaloides arsénico (as) y antimonio (sb), y el metal pesado bismuto (bi). Como se ve, en este grupo hay un cambio total en apariencia y propiedades de arriba hacia abajo.

El nitrógeno gaseoso diatómico (n2) constituye el 78 % del aire en volumen. Tanto el nitrógeno como el fósforo son fundamentales para la vida. El nitrógeno es un elemento indispensable para los aminoácidos que componen todas las proteínas. Las moléculas de nitrógeno del aire no son muy reactivas, pero ciertas bacterias del suelo pueden "fijar" el nitrógeno al convertir el elemento en amoniaco, que en esa forma puede ser incorporado por las raíces de las plantas. En escala industrial, el nitrógeno y el hidrógeno gaseosos se combinan para producir amoniaco gaseoso, nh3 que se utiliza como fertilizante y también en la manufactura de ácido nítrico y diversos explosivos.

El fósforo es un sólido reactivo que no se encuentra libre en la naturaleza. Una de las formas alotrópicas del fósforo es un material rojo púrpura no cristalino que alguna vez se utilizo para fabricar cerillas. Otra forma alotrópica, de formula p4 presentan una apariencia cerosa cristalina de color amarillento y es preciso mantenerla bajo el agua para evitar su combustión espontánea con el oxigeno del aire. El fósforo se emplea en la fabricación de cerillas, bombas de humo, balas trazadoras plaguicidas y otros muchos productos. Este elemento es fundamental para todas las células vegetales y animales.

El arsénico es un metaloide en el que predominan las propiedades no metálicas. Tanto el elemento como sus compuestos son tóxicos, en parte porque el primero puede imitar casi por completo el comportamiento químico del fósforo, pero el arsénico es incapaz de funcionar como el fósforo en los tejidos vivos, y tiene resultados letales. Ciertos insecticidas y fungicidas agrícolas contienen arsénico. El elemento también se utiliza en aplicaciones de semiconductores e en láseres.

El antimonio es un metaloide en que predominan las propiedades metálicas. El elemento es quebradizo y escamoso, con lustre metálico. Se emplea para aumentar la dureza del plomo destinado a las baterías de automóvil, en cubiertas para cable y en balas trazadoras. Ciertos compuestos de antimonio se usan en pigmentos para pinturas, en esmaltes cerámicos y en agentes para incombustibilizar.

El bismuto es el único metal verdadero en este grupo. Se utiliza para hacer aleaciones como el peltre, y aleaciones de bajo punto de fusión que se emplean en fusibles eléctricos y sistemas de aspersión contra incendios. Ciertos compuestos de bismuto se usan en polvos faciales y cosméticos.

GRUPO VI A:


Los elementos del GRUPO VI A, conocidos como la familia del grupo del oxigeno, comprenden al oxigeno (o), azufre (s), selenio (se), telurio (te) y polonio (po). Aunque todos ellos tienen seis electrones de valencia, sus propiedades varían de no metálicas a metálicas en cierto grado, conforme aumenta el número atómico.

El oxigeno gaseoso, o2 es fundamental para la vida; es necesario para quemar los combustibles fósiles y obtener así energía, y se requiere durante el metabolismo urbano para quemar carbohidratos. En ambos procesos, los productos secundarios son dióxido de carbono y agua. El oxigeno constituye el 21 % en volumen del aire y el 49.5 % en peso de la corteza terrestre.

La otro forma alotrópica del oxigeno es el ozono, cuya fórmula es o3 es mas reactivo que el oxigeno ordinario y se puede formar a partir de oxigeno en un arco eléctrico, como el descargador a distancia de un motor eléctrico, también se puede producir ozono por la acción de la luz ultravioleta sobre el oxigeno; esto explica el aroma " fresco del aire durante las tormentas eléctricas".

El azufre es el segundo elemento no metal del grupo. A temperatura ambiente es un sólido amarillo pálido que se encuentra libre en la naturaleza. Lo conocían los antiguos y se le menciona en el libro del génesis como piedra de azufre. Las moléculas de azufre contienen ocho átomos de azufre conectados a un anillo; su fórmula es S8. El azufre tiene una importancia especial en la manufactura de neumáticos de hule y ácido sulfúrico, H2SO4. Otros compuestos de azufre son importantes para blanquear frutos y granos.

El selenio es un no metal que presenta interesantes propiedades y usos. La conductividad de este elemento aumenta con la intensidad de la luz. A causa de esta fotoconductividad, el selenio se ha utilizado en los medidores de luz para cámaras fotográficas y en fotocopiadoras, pero la preocupación que origina su toxicidad ha hecho que disminuya su uso. El selenio también puede convertir la corriente eléctrica alterna en corriente directa; se ha utilizado en rectificadores, como los convertidores que se usan en los radios y grabadores portátiles, y en herramientas eléctricas recargables. El color rojo que el selenio imparte al vidrio lo hace útil en la fabricación de lentes para señales luminosas.

El telurio, tiene aspecto metálico, pero es un metaloide en el que predominan las propiedades no metálicas. Se emplea en semiconductores y para endurecer las placas de los acumuladores de plomo y el hierro colado. Se presenta en la naturaleza en diversos compuestos, pero no es abundante. El polonio es un elemento radiactivo poco común que emite radiación alfa y gama; su manejo es muy peligroso. Los usos de este elemento se relacionan con su radiactividad, y fue descubierto por Marie Curie, quien le dio este nombre en honor a su natal Polonia.

GRUPO VII A: LOS HALÓGENOS.


Comprenden el flúor (f), cloro (cl), bromo (br), yodo (i), y astato (at). El nombre de la familia halógeno proviene de las palabras griegas que significan "formadores de sales". Cada átomo de halógeno tiene siete electrones de valencia. Como elementos, los halógenos son todos diatomicos, tienen dos a tomos por molécula y son demasiado reactivos como para encontrarse libres en la naturaleza.

El primer halógeno, el flúor es un gas amarillo pálido, que es el elemento con más carácter no metálico de todos. Tienen una fuerte tendencia a ganar un electrón para formar iones fluoruro, f . Tanto la madera como el hule arden en forma espontánea en flúor gaseoso. El flúor se emplea en la producción de compuestos con carbono llamados fluorocarbonos, como el freon-12, ccl2f2, que se utiliza como refrigerante en aparatos de aire acondicionado. El "resina anti-adherente" ó "fluoropolímero" (la empresa me prohibió poner el nombre comercial) es un fluorocarbono que es un polímero; tiene unidades moleculares de dos átomos de carbono y cuatro átomos de flúor que se repiten miles de veces en largas cadenas. Los compuestos de flúor también se utilizan para prevenir la caries dental y en ciertos lubricantes.

El cloro es un gas amarillo verdoso de olor irritante, que reacciona con casi todos los elementos. En concentraciones elevadas es muy venenoso, pero es bajas concentraciones puede salvar vidas: se emplea para purificar el agua potable, se emplea en la producción de papel, textiles, blanqueadores, medicamentos, insecticidas, pinturas, plásticos y muchos otros productos de consumo.

El bromo es el único elemento no metálico que es líquido a temperatura ambiente. Este líquido reactivo de color rojo sangre con un vapor rojo, es picante y venenoso; se debe manejar con extremo cuidado. El elemento se obtiene principalmente procesando salmuera extraída de los pozos de Arkansas y Michigan. También se puede obtener bromo del agua de mar, pero esto ya no constituye una fuente importante del elemento. El bromo se utiliza en la producción de sustancias químicas para fotografía, colorantes y retardantes de flama, y en la manufactura de una amplia variedad de otras sustancias químicas, incluso productos farmacéuticos.

A temperatura ambiente el yodo es un sólido cristalino de color gris metálico. Cuando se calienta, el yodo sólido se sublima, es decir se transforma, directamente del estado sólido al gaseoso sin pasar por el estado líquido. El vapor de yodo presenta un hermoso color violeta brillante. El yodo que es menos abundante que otros halógenos, se obtiene de pozos de salmuera que hay en los campos petroleros de California y Luisiana. El elemento está presente también en ciertos vegetales marinos, como las algas, los compuestos de yodo se utilizan en productos químicos para fotografía y también en ciertos medicamentos. El cuerpo humano necesita un poco de yodo para elaborar la hormona tiroxina.

Todos los isótopos del astato son radioactivos. Se cree que la cantidad total de este elemento, existe en la corteza terrestre, es menor que 30 gramos (una onza). Muestras minúsculas de este inestable elemento se sintetizaron por primera vez en la universidad de California, Berkeley, en 1940.

GRUPO VIII A: LOS GASES NOBLES.


Esta familia incluye al helio (he), neon (ne), argon (ar), criptón (kr), xenón (xe) y radon (rn). Los gases nobles existen en forma de átomos gaseosos monoatómicos (solos) que no tienden a participar en reacciones con otros elementos.

Todos los gases nobles poseen un nivel energético externo lleno por completo de electrones (dos en el helio y ocho en todos los demás). Esta distribución estable de electrones explica la naturaleza no reactiva de estos elementos. Alrededor del 1 % de la atmósfera de la tierra es argon, y los otros gases nobles están presentes en cantidades muy pequeñas. A excepción del helio, que se extrae de pozos de gas natural, estos elementos se separan del aire licuado.

Durante la década de 1890, el químico escocés Sir William Ramsay y sus colaboradores, descubrieron la existencia de todos estos elementos excepto el helio y el radón. Cuando Janssen, astrónomo, empleaba un espectroscopio para estudiar un eclipse de sol en 1868, observo una nueva línea en el espectro. Se concluyo que el sol tenía un elemento aun no descubierto que más tarde recibió el nombre de helio, derivado de la palabra griega helios, que significa el "sol". El primer descubrimiento de la presencia de helio en la tierra tuvo lugar en 1895, cuando Sir William Ramsay encontró una muestra de mineral de uranio producía helio gaseoso. El radón es un gas radioactivo descubierto en 1900 por Friedrich Dorn, físico quien encontró que se producía este elemento durante la descomposición radioactiva del elemento radio.

Debido a su baja densidad u naturaleza no inflamable, el helio se utiliza para inflar globos y dirigibles (zeppelines), y para mantener bajo presión el combustible líquido de los cohetes Saturno. La propiedad que distingue a los gases nobles como grupo, es su calidad de "inertes". Por ejemplo, el helio y el argon se emplean en la soldadura del arco y en procesos metalúrgicos, para evitar la reacción de los materiales con el oxigeno y el nitrógeno del aire. Las bombillas de luz y los tubos fluorescentes se llenan con una mezcla de argon y nitrógeno, que provee una atmósfera inerte para prolongar la vida del filamento. El criptón es más costoso, pero se utiliza para aumentar la eficiencia y brillantes de ciertas bombillas de lámpara de mano y de aditamentos de destello electrónico que se emplea en fotografía. La brillante luz naranja-rojiza de los anuncios de neon se produce cuando se hace pasar una corriente eléctrica a través de un tubo que contiene gas neon a baja presión. La naturaleza no reactiva de los gases nobles los hace muy valiosos.

METALES DE TRANSICIÓN.


Los metales de transición se localizan en la parte central de la tabla periódica y se les identifica con facilidad mediante un número romano seguido de la letra "b" en muchas tablas. No hay que olvidar, sin embargo, que ciertas tablas periódicas emplean un sistema distinto de rótulos, en el que los primeros grupos de metales de transición están marcados como grupos "a" y los dos últimos grupos de metales de transición se identifican como grupos "b". Otras tablas no emplean la designación de "a" o "b".

En general, las propiedades de los metales de transición son bastantes similares. Estos metales son más quebradizos y tienen puntos de fusión y ebullición más elevados que los otros metales. Las densidades, puntos de fusión y puntos de ebullición de los metales de transición aumentan primero y luego disminuyen dentro de cada periodo, conforme aumenta el número atómico. Esta tendencia es más notoria en los metales de transición del sexto periodo. Los metales de transición son muchos menos reactivos que los metales alcalinos y alcalinotérreos. Así, aunque los metales alcalinos, como el sodio o el potasio, nunca se encuentran libres en la naturaleza, si se ha podido encontrar muestras relativamente puras de varios metales de transición, como oro, plata, hierro y manganeso.

Los metales de transición pueden perder dos electrones de valencia del subnivel s más externo, además de electrones d retenidos con poco fuerza en el siguiente nivel energético más bajo. Así un metal de transición en particular, puede perder un número variable de electrones para formar iones positivos con cargas distintas. Por ejemplo, el hierro pueden formar el ion fe ²+ o el Ion Fe³+ se dice que el hierro tienen números de oxidación +2 y +3. Muchos compuestos de metales de transición presentan un colorido brillante gracias a un número variable de electrones no apareados.

El cobre, la plata y el oro se les llaman metales de acuñación. Los tres son buenos conductores de calor y electricidad. El cobre tiene un color rojizo característico, que poco a poco se oscurece conforme reacciona el metal con el oxigeno y los compuestos de azufre del aire. El cobre se emplea de manera extensa en aplicaciones eléctricas, monedas, tubería para agua y en aleaciones muy conocidas como el latón, el bronce y la plata sterling.

La plata con un brillante lustre metálico, es el mejor conductor tanto de calor como de la electricidad. Se emplea en monedas, joyería, contactos eléctricos, circuitos impresos, espejos, baterías, y productos químicos para fotografía. El oro es el más maleable y dúctil de los metales. Es blando, pero por lo general contiene cantidades pequeñas de otros metales para hacer aleaciones que son más resistentes. El oro no reacciona con el aire ni con la mayor parte de las sustancias químicas.

Entre otros metales de transición familiares están el cromo, hierro cobalto, níquel y zinc, del cuarto periodo de la tabla periódica. Estos metales se emplean mucho en diversas herramientas y en aplicaciones relacionadas. El hierro es el cuarto elemento más abundante y es el metal menos costoso. Las aleaciones del hierro, conocidas como acero, contienen cantidades pequeñas de metales como cromo, manganeso y níquel, que le dan resistencia, dureza y durabilidad. El hierro que está cubierto con una delgada capa de zinc se dice que esta galvanizado. Algo así como la tercera parte de todo el zinc que se produce de emplea para galvanizar alambre, clavos y metal laminado. El zinc es importante en la producción de latón, pilas secas y fundiciones a troquel para objetos automotrices y de ferretería.

METALES DE TRANSICIÓN INTERNOS.


Las dos filas de la parte inferior de la tabla periódica se conocen como metales de transición internos. Localiza el lantano con el numero atómico 57. La serie de elementos que siguen al lantano (los elementos con número atómico del 58 al 71) se conocen como los lantánidos. Estos elementos tienen dos electrones externos en el subnivel 6s, más electrones adicionales en el subnivel 4f. De manera similar, la serie de elementos que siguen al actinio (los elementos con número atómico del 90 al 103) se conocen como actínidos, que tienen dos electrones externos en el subnivel 7s, más electrones adicionales en el subnivel 5f. En el pasado, a los elementos de transición internos se les llamaba "tierras raras", pero esta no era una buena clasificación, pues la mayor parte no son tan raros como algunos otros elementos son, sin embargo muy difícil de separar.

Los lantánidos y actínidos poseen subniveles f parcialmente ocupados. Tienen propiedades tan similares que resulta difícil separarlos químicamente, aunque los métodos más nuevos han permitido bajar los costos de purificación. Estos metales, a diferencia de los metales de transición, son blandos y maleables. Se emplean en piedras de encendedores de cigarrillos, lámparas de arco de carbono, láseres, agentes colorantes para el vidrio y compuestos que producen el intenso color rojo que se requiere para los cinescopios de televisión.

ELEMENTOS TRANSURÁNICOS.


El uranio, con el numero atómico 92, pertenece a la serie de los actínidos y tiene más protones que cualquier otro elemento presente en la naturaleza. En 1940 se sintetizo un nuevo elemento con 93 protones en la universidad de California en Berkeley. Este elemento, llamado neptunio, es el primer miembro de los elementos sintéticos con números atómicos mayores de 92. A estos elementos se les llama transuránicos, y todos ellos son radioactivos. El plutonio también se sintetizo en 1940; en la actualidad se produce como un producto secundario de reactores nucleares. Hasta ahora se han producido 16 elementos transuránicos; algunos de ellos son bastante estables, en tanto que otros sufren con facilidad una desintegración radioactiva. Los nombres de los elementos del 95 al 103 se derivaron de lugares y científicos importantes. Los elementos del 95, 97 y 98 recibieron su nombre en honor de América, Berkeley y California, respectivamente. Los elementos con números atómicos 96, 99, 100, 101, 102, y 103 fueron bautizados, respectivamente, en honor a los Marie Curie, Pierre Curie, Albert Einstein, Enrico Fermi, Mendeleiev, Alfred Nobel y Ernest Orlando Lawrence (inventor del ciclotrón). En 1994 se propuso formalmente que el elemento 106 se llamara seaborgio (sg) en honor de Glenn Theodore Seaborg, por su trabajo con los elementos transuránicos.

El equipo que se requiere para producir nuevos elementos transuránicos se ha vuelto más complejo, pero no hay razón para dudar de que sinteticen elementos adicionales, o de que se encuentren nuevos usos para los elementos naturales y sintéticos.


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TABLA:

http://www.fisicanet...odica_tabla.php



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#16 Ge. Pe.

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Publicado el 30 enero 2009 - 12:39










Un muy buen instrumento para calcular pesos moleculares.

Las fórmulas se ingresan de corrido, con los subíndices como números simplemente;

vgr: H2SO4, pero HCl, vale decir, el símbolo como se acostumbra, combinando mayúsculas y minúsculas, según el caso





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Una animación para ver los primeros 11 elementos de la Tabla Periódica


http://web.visionlea...-an-atoms.shtml


Gracias a:



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#17 Invitado_diana_*

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Publicado el 22 noviembre 2009 - 02:14

cueles son los niveles electronicos?????

#18 Ge. Pe.

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Publicado el 23 noviembre 2009 - 05:51

cueles son los niveles electronicos?????


Como tantas veces.... 

WIKIPEDIA

http://es.wikipedia....ión_electrónica

una explicación clara.

Atte. 

Ge. Pe.

Mod.




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#19 Ge. Pe.

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Publicado el 25 noviembre 2009 - 10:49

:estudiando


ELECTRONES Y ENERGÍA



Los átomos son las piezas fundamentales de toda la materia viva y no viva. Aun así, son muy pequeños y constituyen un espacio eminentemente vacío. Los electrones se mueven alrededor del núcleo a una gran velocidad –una fracción de la velocidad de la luz, siendo la distancia entre el electrón y el núcleo, en promedio, unas 1.000 veces el diámetro del núcleo. En un modelo simplificado, la distancia de un electrón al núcleo está determinada por la cantidad de energía potencial (llamada frecuentemente “energía de posición”) que posee el electrón.

Cuanto mayor es la cantidad de energía que posee el electrón, más lejano se encuentra del núcleo. Un electrón con una cantidad de energía relativamente pequeña se encuentra cerca del núcleo y se dice que está en un nivel energético bajo; un electrón con más energía está más lejos del núcleo, en un nivel energético más alto.

La siguiente analogía puede ser útil. Una roca que descansa en un terreno plano no gana ni pierde energía potencial. Sin embargo, si se cambia la posición empujándola colina arriba, su energía potencial se incrementa. Mientras se mantiene en reposo en la cima de la colina, la roca se encuentra otra vez en una posición tal que no gana ni pierde energía potencial. Si rueda cuesta abajo, sin  embargo, la energía potencial se convierte en energía cinética y se libera. De modo semejante, el agua que ha sido bombeada hasta un tanque para su almacenamiento tiene una energía potencial que se liberará cuando vuelva a correr hacia abajo.El electrón es como la roca, o el agua de la analogía, en el hecho de que un ingreso de energía puede moverlo a un nivel energético más alto, es decir, alejarlo del núcleo. En tanto permanezca en el nivel energético más alto poseerá la energía ganada.

Y así como es probable que la roca ruede y el agua corra cuesta abajo, el electrón también tiende a buscar el nivel energético más bajo posible. 

Se requiere energía para alejar a un electrón cargado negativamente de un núcleo cargado positivamente, al igual que se requiere energía para empujar la roca cuesta arriba. Sin embargo, a diferencia de la roca en la colina, el electrón no puede ser empujado hasta la mitad de la cuesta. Con el ingreso de energía el electrón se puede mover de un nivel energético menor a cualquiera de varios niveles energéticos más altos, pero no puede moverse a un estado energético intermedio. Para que un electrón se mueva de un nivel energético determinado a uno mayor, debe absorber una cantidad discreta de energía igual a la diferencia entre los dos niveles energéticos particulares. Cuando el electrón regresa a su nivel energético original, se libera la misma cantidad de energía. La cantidad discreta de energía involucrada en la transición entre dos niveles energéticos se conoce como cuanto. Así, el estudio del movimiento de los electrones se conoce como mecánica cuántica y el término “salto cuántico”, que ha invadido nuestro discurso cotidiano, se refiere a un movimiento abrupto, discontinuo, de un nivel a otro.



En las células verdes de las plantas y de las algas, la energía radiante del Sol promueve los electrones a un nivel energético más alto. En una serie de reacciones, estos electrones son transferidos “cuesta abajo”, de un nivel energético a otro, hasta que regresan a su nivel de energía original. Durante estas transiciones la energía radiante de la luz solar se transforma en energía química de la cual depende la vida en la Tierra

La distribución de los electrones

En la actualidad, el modelo que utilizan los físicos para explicar la estructura del átomo es el modelo orbital . En cualquier átomo, los electrones en el menor nivel de energía, o primer nivel, ocupan un orbital esférico único, que puede contener un máximo de dos electrones. Así, por ejemplo, el único electrón del hidrógeno se mueve alrededor del núcleo dentro de este único orbital esférico la mayor parte del tiempo.

De modo semejante, los dos electrones del helio (número atómico 2) se mueven dentro del único orbital esférico en el primer nivel energético.

Los átomos con un número atómico mayor que el helio tienen más de dos electrones. Dado que el primer nivel energético se completa con dos electrones, los electrones adicionales deben ocupar niveles de energía más altos, más alejados del núcleo. En el segundo nivel energético hay cuatro orbitales, cada uno de los cuales puede contener un máximo de dos electrones. Así, el segundo nivel de energía puede contener un total de ocho electrones. El tercer nivel energético comprende nueve orbitales, cada uno de los cuales puede albergar igualmente dos electrones. Los elementos livianos con número atómico hasta 20 –los más comunes en los seres vivos– poseen hasta ocho electrones, de los 18 posibles, en el tercer nivel.

La manera como reacciona químicamente un átomo está determinada por el número y la distribución de sus electrones. Un átomo tiene la máxima estabilidad cuando todos sus electrones están en los niveles energéticos más bajos posibles. Por lo tanto, cada átomo de las diferentes especies químicas que conforman la tabla periódica, en orden creciente de número atómico, completa sus niveles energéticos con electrones hasta igualar el número de protones.



Esto se hace en orden: el primer nivel se completa antes que el segundo, el segundo antes que el tercero, y así sucesivamente. Sin embargo, cuando el número atómico crece, las interacciones entre los electrones pueden alterar el orden de llenado de los niveles de energía. Por ejemplo, en el caso del calcio, una vez alcanzado el número de ocho electrones en el tercer nivel de energía, comienza a llenarse el cuarto nivel aunque el tercero no esté completo. Un átomo en el cual el nivel energético exterior se ha completado con electrones es más estable que uno en el cual el nivel energético exterior está incompleto.

Por ejemplo, el helio (número atómico 2) tiene dos electrones en el primer nivel energético, lo cual significa que su nivel de energía exterior (en este caso, también su nivel energético más bajo) está completo. Por lo tanto, el helio es extremadamente estable y tiende a ser no reactivo. De modo semejante, el neón (número atómico 10) tiene dos electrones en el primer nivel de energía y ocho en el segundo nivel de energía; ambos niveles están completos y el neón es no reactivo. El helio, el neón y el argón (número atómico 18) son llamados gases “nobles” por su poca tendencia a reaccionar con otros elementos.

En los átomos de la mayoría de los elementos, sin embargo, el nivel de energía exterior está incompleto. Estos átomos tienden a interactuar con otros átomos, de modo tal que, después de la reacción, ambos quedan con sus niveles de energía externos completos. Algunos átomos pierden electrones, otros los ganan y, en la mayoría de las reacciones químicas más importantes que ocurren en los sistemas vivos, los átomos comparten sus electrones.

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Variación en la energía potencial de un objeto según su altura.

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Cuando un átomo, como el átomo de hidrógeno
diagramado aquí, recibe una cantidad de
energía, un electrón puede ser lanzado a un
nivel energético más alto. Así, el electrón gana
energía potencial, que se libera cuando retorna
a su nivel energético anterior





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Basado en Biología de H. Curtis et al.


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Publicado el 03 mayo 2010 - 06:00





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Más apuntes sobre el Sistema Periódico.




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Sistema Periódico


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1.- INTRODUCCIÓN



Sistema periódico o Tabla periódica, esquema de todos los elementos químicos dispuestos por orden de número atómico creciente y en una forma que refleja la estructura de los elementos. Los elementos están ordenados en siete hileras horizontales, llamadas periodos, y en 18 columnas verticales, llamadas grupos. El primer periodo, que contiene dos elementos, el hidrógeno y el helio, y los dos periodos siguientes, cada uno con ocho elementos, se llaman periodos cortos. Los periodos restantes, llamados periodos largos, contienen 18 elementos en el caso de los periodos 4 y 5, o 32 elementos en el del periodo 6. El periodo largo 7 incluye el grupo de los actínidos, que ha sido completado sintetizando núcleos radiactivos más allá del elemento 92, el uranio (Elementostrans uránicos).

Los grupos o columnas verticales de la tabla periódica fueron clasificados tradicionalmente de izquierda a derecha utilizando números romanos seguidos de las letras "A" o "B", en donde la "B" se refiere a los elementos de transición. En la actualidad ha ganado popularidad otro sistema de clasificación, que ha sido adoptado porla Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC, siglas en inglés).Este nuevo sistema enumera los grupos consecutivamente del 1 al 18 a través de la tabla periódica.


2.- LEY PERIÓDICA



Esta ley es la base dela tabla periódica y establece que las propiedades físicas y químicas de los elementos tienden a repetirse de forma sistemática conforme aumenta el número atómico.

Todos los elementos de ungrupo presentan una gran semejanza y, por lo general, difieren de los elementosde los demás grupos. Por ejemplo, los elementos del grupo 1 (o IA), a excepcióndel hidrógeno, son metales con valencia química +1; mientras que los del grupo17 (o VIIA), exceptuando el astato, son no metales, que normalmente forman compuestos con valencia -1.



3.- DESARROLLO HISTÓRICO



Como resultado de los descubrimientos que establecieron en firme la teoría atómica de la materia en el primer cuarto del siglo XIX, los científicos pudieron determinar las masas atómicas relativas de los elementos conocidos hasta entonces. El desarrollo de la electroquímica durante ese periodo por parte de los químicos británicos Humphry Davy y Michael Faraday condujo al descubrimiento de nuevos elementos.

En 1829 se habían descubierto los elementos suficientes para que el químico alemán Johann Wolfgang Döbereiner pudiera observar que había ciertos elementos que tenían propiedades muy similares y que se presentaban en triadas: cloro, bromo y yodo; calcio, estroncio y bario; azufre, selenio y teluro, y cobalto, manganeso y hierro. Sin embargo, debido al número limitado de elementos conocidos y a la confusión existente en cuanto a la distinción entre masas atómicas y masas moleculares, los químicos no captaron el significado de las triadas de Döbereiner.

El desarrollo del espectroscopio en 1859 por los físicos alemanes Robert Wilhelm Bunsen y Gustav RobertKirchhoff, hizo posible el descubrimiento de nuevos elementos. En 1860, en el primer congreso químico internacional celebrado en el mundo, el químico italiano Stanislao Cannizzaro puso de manifiesto el hecho de que algunos elementos (por ejemplo el oxígeno) poseen moléculas que contienen dos átomos. Esta aclaración permitió que los químicos consiguieran una "lista" consistente de los elementos.

Estos avances dieron un nuevo ímpetu al intento de descubrir las interrelaciones entre las propiedades de los elementos. En 1864, el químico británico John A. R. Newlands clasificó los elementos por orden de masas atómicas crecientes y observó que después de cada siete elementos, en el octavo, se repetían las propiedades del primero. Por analogía con la escala musical, a esta repetición periódica la llamó ley de las octavas. El descubrimiento de Newlands no impresionó a sus contemporáneos, probablemente porque la periodicidad observada sólo se limitaba a un pequeño número de los elementos conocidos.



3.1.- Mendeléiev y Meyer


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La ley química que afirma que las propiedades de todos los elementos son funciones periódicas de sus masas atómicas fue desarrollada independientemente por dos químicos: en 1869 por el ruso Dmitri I. Mendeléiev y en 1870 por el alemán Julius Lothar Meyer. La clave del éxito de sus esfuerzos fue comprender que los intentos anteriores habían fallado porque todavía quedaba un cierto número de elementos por descubrir, y había que dejar los huecos para esos elementos en la tabla. Por ejemplo, aunque no existía ningún elemento conocido hasta entonces con una masa atómica entre la del calcio y la del titanio, Mendeléiev le dejó un sitio vacante en su sistema periódico. Este lugar fue asignado más tarde al elemento escandio, descubierto en 1879, que tiene unas propiedades que justifican suposición en esa secuencia. El descubrimiento del escandio sólo fue parte de una serie de verificaciones de las predicciones basadas en la ley periódica, y la validación del sistema periódico aceleró el desarrollo de la química inorgánica.

El sistema periódico ha experimentado dos avances principales desde su formulación original por parte de Mendeléiev y Meyer. La primera revisión extendió el sistema para incluir toda una nueva familia de elementos. Este grupo comprendía los tres primeros elementos de los gases nobles o inertes, argón, helio y neón, descubiertos en la atmósfera entre 1894 y 1898 por el matemático y físico británico John William Strutt Rayleigh y el químico británico William Ramsay. El segundo avance fue la interpretación de la causa de la periodicidad de los elementos en términos de la teoría de Bohr (1913) sobre la estructura electrónica del átomo.


4.- TEORÍA DE LA CAPA ELECTRÓNICA


En la clasificación periódica, los gases nobles, que no son reactivos en la mayoría de los casos (valencia =0), están interpuestos entre un grupo de metales altamente reactivos que forman compuestos con valencia +1 y un grupo de no metales también muy reactivos que forman compuestos con valencia -1. Este fenómeno condujo a la teoría de que la periodicidad de las propiedades resulta de la disposición de los electrones en capas alrededor del núcleo atómico. Según la misma teoría, los gases nobles son por lo general inertes porque sus capas electrónicas están completas; por lo tanto, otros elementos deben tener algunas capas que están sólo parcialmente ocupadas, y sus reactividades químicas están relacionadas con los electrones deesas capas incompletas. Por ejemplo, todos los elementos que ocupan una posición en el sistema inmediatamente anterior a un gas inerte, tienen un electrón menos del número necesario para completar las capas y presentan una valencia -1 y tienden a ganar un electrón en las reacciones. Los elementos que siguen a los gases inertes en la tabla tienen un electrón en la última capa, y pueden perderlo en las reacciones, presentando por tanto una valencia +1.

Un análisis del sistema periódico, basado en esta teoría, indica que la primera capa electrónica puede contener un máximo de 2 electrones, la segunda un máximo de 8, la tercera de 18, y así sucesivamente. El número total de elementos de cualquier periodo corresponde al número de electrones necesarios para conseguir una configuración estable. La diferencia entre los subgrupos A y B de un grupo dado también se puede explicar en base a la teoría de la capa de electrones. Ambos subgrupos son igualmente incompletos en la capa exterior, pero difieren entre ellos en las estructuras de las capas subyacentes. Este modelo del átomo proporciona una buena explicación de los enlaces químicos.



5.- TEORÍA CUÁNTICA



El desarrollo de la teoría cuántica y su aplicación a la estructura atómica, enunciada por el físico danés Niels Bohr y otros científicos, ha aportado una explicación fácil a la mayoría de las características detalladas del sistema periódico. Cada electrón se caracteriza por cuatro números cuánticos que designan su movimiento orbital en el espacio. Por medio de las reglas de selección que gobiernan esos números cuánticos, y del principio de exclusión de Wolfgang Pauli, que establece que dos electrones del mismo átomo no pueden tener los mismos números cuánticos, los físicos pueden determinar teóricamente el número máximo de electrones necesario para completar cada capa, confirmando las conclusiones que se infieren del sistema periódico.

Desarrollos posteriores de la teoría cuántica revelaron por qué algunos elementos sólo tienen una capa incompleta (en concreto la capa exterior, o de valencia), mientras que otros también tienen incompletas las capas subyacentes. En esta última categoría se encuentra el grupo de elementos conocido como lantánidos, que son tan similares en sus propiedades que Mendeléiev llegó a asignarle a los 14 elementos un único lugar en su tabla.



6.- SISTEMA PERIÓDICO LARGO



La aplicación de la teoría cuántica sobre la estructura atómica a la ley periódica llevó a reformar el sistema periódico en la llamada forma larga, en la que prima su interpretación electrónica. En el sistema periódico largo, cada periodo corresponde a la formación de una nueva capa de electrones. Los elementos alineados tienen estructuras electrónicas estrictamente análogas. El principio y el final de un periodo largo representan la adición de electrones en una capa de valencia; en la parte central aumenta el número de electrones de una capa subyacente.




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