La Tabla Periódica by Esther Fernandez

La tabla Periódica

“La tabla periódica ayuda a disminuir la entropía del conocimiento” Fernelius 1986

Marzo 2009

La Tabla peri贸dica

íNDICE

Resumen………………………………………………………

Introducción y Justificación…………….……………

Objetivos. ……………………………………………………..

Metodología…………………………………………………..

La necesidad de una ordenación………………….

La Tabla Periódica……………………………………....

Conclusiones………………………………………….………

Bibliografía………………………………………….……..…

La Tabla periódica

RESUMEN

El objetivo fundamental del presente trabajo es despertar el interés por el estudio de la Tabla Periódica. La finalidad, realizar una gran tabla, de forma práctica y manipulativa como si de un juego se tratara, y a través de ella, introducir los elementos que constituyen la materia, su simbología, propiedades y aplicaciones cotidiana.

La Tabla periódica

en la vida

1. INTRODUCCIÓN. Justificación

La importancia de la tabla periódica es ampliamente reconocida, y es una de las

fuentes de conocimiento más amplia de las que

disponemos, en sus casillas podemos encontrar mucha información sobre las propiedades físicas y químicas de los elementos. La Tabla periódica es junto con los ―esqueletos‖ uno de los iconos presentes en todos los laboratorios de ciencias. Nosotros empezábamos el primer curso de la ESO y este iba a ser nuestro primer contacto con ella. Al

principio nos asustó, pues no sabíamos si tendríamos que

aprender de memoria el nombre y símbolo de todos los elementos; después, cuando nuestra profesora nos propuso hacer un trabajo sobre la tabla periódica, empezaron a surgirnos

ideas de como

organizarlo, como conseguir hacer una tabla gigante, con cajas y que información pondríamos y así fue como empezó nuestra familiarización con los elementos, ya no nos parecían tan extraños, ni nos molestaba que el símbolo del azufre fuera una S y el del fósforo una P, ahora ya íbamos adquiriendo conocimientos y empezábamos a encontrar el sentido y la utilidad de la tabla.

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2. OBJETIVOS 

Conocer los criterios de clasificación de los

elementos químicos. 

Familiarizarse con los elementos químicos, sus

símbolos, sus propiedades y aplicaciones. 

Organizar y sistematizar la información.



Elaborar

las

fichas correspondientes a los

diferentes elementos químicos 

Valorar la importancia de los científicos y científicas a lo largo de la Historia de la Ciencia y su contribución al descubrimiento de los elementos químicos



Planificar en equipo las actividades que se tienen que hacer para llevar a cabo el trabajo.

3. METODOLOGIA 

Hemos repartido los elementos entre los/as componentes del grupo, buscamos información de cada elemento y de sus familias en internet y elaboramos los contenidos en forma de libro.



Hicimos una tabla en tres dimensiones utilizando como base las cajas de cartón de adecuado,

unas galletas,

que consideramos tenían un tamaño

les pegamos en una cara el símbolo del elemento y en el

reverso las características, propiedades y aplicaciones. 

Una vez acabada esta parte, hicimos un pequeño

vídeo mostrando la confección de la tabla periódica

algunas de las características generales de los grupos. 

Finalmente colocar la tabla periódica en los

estantes de la Biblioteca del Centro, a fin de exponerla a nuestros compañeros/as.

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La necesidad de una ordenaci贸n

La Tabla peri贸dica

La necesidad de una ordenación. Los seres humanos siempre hemos estado tentados a encontrar una explicación a la complejidad de la materia que nos rodea, los primeros que hablaron de átomos fueron unos filósofos de la antigua Grecia que vivieron en el siglo V a.n.e., entre los que destaca Demócrito de Abdera. Estos filósofos suponían que la materia se podía dividir sucesivamente en fragmentos más pequeños, hasta un límite. Estos fragmentos que ya no se podían dividir se denominaron ―atomos‖ (del griego a=no y tomos= partes). También en Grecia, en el siglo IV a.ne. aparece Aristóteles que recogiendo ideas propias y de otros negaba el atomismo y admitía que el mundo estaba formado por cuatro elementos: aire, agua, tierra y fuego. En ninguno de los dos casos estas ideas fueron fruto de la observación, sino solamente del pensamiento. Las ideas de Aristóteles estuvieron en vigor durante más de dos milenios. Durante el siglo XVIII los avances en la metalurgia, junto con los del análisis químico, permiten identificar nuevas substancias, y con la teoría de los cuatro elementos no era posible explicar la multiplicidad de las sustancias y mucho menos las relaciones entre ellas, es por tanto necesario aumentar el número de elementos. Así Dalton (1766-1844) defiende la existencia de unos cuantos átomos indivisibles capaces de combinarse entre ellos para formar compuestos. Esta teoría permite explicar razonablemente las propiedades de la materia. A lo largo del siglo XIX se fueron descubriendo nuevos elementos químicos, por otra parte se fueron conociendo de manera más precisa las propiedades de muchos ellos y rápidamente se vio que había elementos con propiedades químicas bastante semejantes. Algunos autores dicen que fue la dificultad para clasificar los elementos lo que hizo que Dimitri Ivánovich Mendeléiev (1834–1907) La Tabla periódica

en aras de ofrecer a sus alumnos una forma didáctica de organizarlos y facilitar su estudio, colocara estos en una tabla siguiendo un orden creciente de masa atómica dando lugar a la denominada tabla periódica de los elementos. Veamos en palabras del mismo Mendeleiev, algunos aspectos de su trabajo: “La clasificación más corriente de elementos en metálicos y no metálicos no es tan clara como parece. Por ejemplo, el fósforo puede actuar unas veces como metal y otras como no metal. Sin embargo algunos grupos de elementos no hay duda que forman un todo (por ejemplo, los halógenos flúor, cloro, bromo yodo), pero se han descubierto nuevos elementos que no se sabe donde se han de colocar. Por otra parte, algunas propiedades físicas, tales como las ópticas, eléctricas, etc. Se han medido con precisión para algunos elementos, pero sabemos que un mismo elemento puede presentar según el estado en que se encuentre propiedades muy diferentes como pasa, por ejemplo, con el grafito y el diamante. No obstante esto, lo cierto es que, sean cuales sean los cambios de propiedades que un elemento pueda experimentar según su estado, hay una cosa que nos permite afirmar que se trata del mismo elemento. En este sentido, la única cosa que conocemos que no cambia, que tiene el mismo valor, tanto cuando el elemento está libre (en cualquier estado) como cuando esta combinado, formando compuestos, es la masa atómica del elemento en cuestión. Por esta razón me he ocupado de buscar un sistema de clasificación de los elementos basándome en sus masas atómicas.” En el momento en que Mendeleiev ordenó los elementos químicos, en 1872, solamente de conocían 63. Mendeleiev ordenó los elementos según su masa atómica, situando en una misma columna los que tuvieran algo en común. Al ordenarlos, se dejó llevar por dos grandes intuiciones; alteró el orden de masas cuando era necesario para ordenarlos según sus propiedades y se atrevió a dejar huecos, postulando la existencia de elementos desconocidos hasta entonces.

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Ahora sabemos que las propiedades de los elementos químicos siguen la ley periódica en orden creciente del número atómico, que coincide con el número total de protones en el núcleo atómico. Hoy en día, existen cientos de versiones de la tabla periódica y pueden clasificarse, según el número de grupos –cortas, medias y largas– se construyen en dos dimensiones pero también las hay tridimensionales y estas pueden ser en forma helicoidal o curvas.

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La más extendida (la que aparece en nuestro libro de texto de primero de E.S.O. es la bidimensional con 18 columnas verticales, llamados grupos, separadas en los bloques s (2 grupos), p (6 grupos), d (10 grupos) y f (14 grupos), situándose este último al pie de la tabla. A las filas horizontales de elementos químicos se las conoce con el nombre de periodos.

Teoría de la capa electrónica, o cómo los electrones de la última capa son los responsables de la interacción entre átomos de distintas especies o entre los átomos de una misma. La distribución de los elementos en la tabla periódica proviene del hecho de que los elementos de un mismo grupo poseen la misma configuración electrónica en su capa más externa. Así todos los elementos que pertenecen a un grupo tienen la misma valencia, y por ello, tienen características o propiedades similares entre sí. Por ejemplo, los elementos en el grupo IA tienen valencia de 1 (un electrón en su último nivel de energía) y todos tienden a perder ese electrón al enlazarse como iones positivos de +1 . Los elementos en el grupo IIA tienen valencia de 2 (dos electrón en su último nivel de energía) y todos tienden a perder esos 2 electrones al enlazarse como iones positivos, es decir el comportamiento químico está principalmente dictado por las interacciones de estos electrones de la última capa, de aquí el hecho de que los elementos de un mismo grupo tengan similares propiedades físicas y químicas. Y así sucesivamente, hasta llegar a los gases nobles son por lo general inertes porque sus capas electrónicas están completas y no necesitan unirse con otros elementos químicos.

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Nuestra tabla periódica La tabla periódica que hemos hecho es la denominada tabla corta (no es muy utilizada) se corresponde con la antigua nomenclatura de los grupos A deja fuera a los metales de transición y a las tierras raras, pero pensamos que lo importante era empezar a familiarizarnos con ella a conocer sus características principales, así fue como nos percatamos de que algunos elementos, pocos eran conocidos por nuestros antepasados desde hace miles de años, el carbono (carbón), o el azufre, que se encontraba libre en la fumarolas de los volcanes, pero la mayoría se empiezan a descubrir a partir del siglo XVII, pues se requieren trabajos de análisis en los laboratorios de química para poder aislarlos. No incluimos en nuestra tabla, los últimos elementos creados a partir del siglo XXI y que completarían el periodo 7, ya que estos todavía no tienen nombres propios.

1a 2a

8ª (0)

1 2 3 4 5 6 7

Grupo 1 (IA): los metales alcalinos (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) Grupo 2 (IIA): los metales alcalinotérreos (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra) Grupo 13 (IIIA): los térreos Grupo 14 (IVA): los carbonoideos Grupo 15 (VA): los nitrogenoideos Grupo 16 (VIA): los calcógenos o anfígenos Grupo 17 (VIIA): los halógenos Grupo 18 (VIIIA): los gases nobles La Tabla periódica

No figura en nuestra tabla desde el Grupo 3 al Grupo 12 (corresponden a los grupos Ib—hasta VIIIb) metales de transición y Tierras raras Grupo 1 (IA): los metales alcalinos (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr)

Todos tienen un solo electrón en su nivel energético más externo, con tendencia a perderlo, por tanto su estado de oxidación es +1 Son metales muy reactivos, por ello no se encuentran nunca en estado puro, libres en la naturaleza. Siempre se encuentran siempre en compuestos como óxidos, haluros, hidróxidos, silicatos, etc. Son metales de baja densidad y blandos. Deben conservarse sumergidos en aceite mineral o gasóleo para que su elevada reactividad no haga que reaccionen con el oxígeno o con el vapor de agua atmosférico, en cuyo caso se producen reacciones muy violentas, explosivas. Estos elementos se obtienen en la industria por electrólisis de las sales fundidas. Grupo 2 (IIA): los metales alcalinotérreos (Be,Mg,Ca,Sr,Ba,Ra)

Tienen 2 electrones en su capa más externa, su estado de oxidación es +2. Su nombre hace alusión al hecho están situados entre los metales alcalinos y los elementos térreos y también a que sus "tierras" (nombre antiguo para los óxidos de calcio, estroncio y bario) son básicas (álcalis). Son constituyentes comunes de las cenizas vegetales. Por su gran capacidad de reacción no se encuentran libres en la naturaleza sino en forma de compuestos, Tienen Colores blanco plateado, de aspecto lustroso. Son maleables, blandos, dúctiles y bastante frágiles. Conducen bien la electricidad y cuando se calientan arden fácilmente en el aire. Se obtienen por electrólisis de sus sales fundidas. Tanto en estado metálico como en forma de sales, tienen gran utilidad técnica.

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Grupo 13 (IIIA): los térreos (B, Al, Ga, In, Tl)

Tienen 3 electrones de valencia por lo que el estado de oxidación que alcanzan es +3. El nombre del grupo térreos deriva de la arcilla, ya que esta tiene un alto contenido de aluminio. Son bastante reactivos, por lo que no se encuentran nativos, es decir libres en la naturaleza. En general, se parecen a los metales alcalinotérreos, aunque el boro es no metal; el carácter metálico aumenta hacia abajo. Esto se traduce en una gran diferencia de propiedades: el boro es duro (tiene una dureza entre el corindón y el diamante) y el talio es un metal tan blando que puede arañarse con la uña. Se obtienen por electrólisis.

Grupo 14 (IVA): los carbonoideos (C, Si, Ge, Sn, Pb)

Tienen cuatro electrones de valencia por tanto presenta los siguientes estados de oxidación +4, +2 y -4. Entre el carbono y el silicio constituyen más del 27% en peso de la corteza. Las propiedades físicas y químicas varían mucho desde el primero el carbono, no metal muy duro (diamante), al último el plomo, que es un metal gris, que puede ser rayado con la uña. El carbono se presenta nativo, es diamante o el grafito, sin embargo los otros elementos del grupo se encuentran formando compuestos. El silicio se combina principalmente con el oxígeno y el germanio, estaño y plomo con el azufre. Los elementos se obtienen por reducción

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Grupo 15 (VA): los nitrogenoideos (N, P, As, Sb Bi)

El grupo lleva el nombre del elemento cabecera del grupo, el nitrógeno. Poseen cinco electrones de valencia. Los estados de oxidación varían según el elemento, entre +1 y +5. A veces se presentan nativos, es el caso del gas atmosférico Nitrógeno, el resto en compuestos, minerales óxidos o sulfuros. Los elementos se obtienen por reducción de los óxidos con carbono o por tostación y reducción de los sulfuros.

Grupo 16 (VIA): los calcógenos o anfígenos (O, S, Se, Te)

El nombre calcógeno proviene del griego y significa formador de minerales: ya que una gran parte de las rocas y minerales que constituyen la corteza son óxidos o sulfuros. El término anfígeno fue asignado por Berzelius y significa formador de ácidos y bases. Presenta seis electrones de valencia. Los estados de oxidación más usuales son -2, +2, +4 y +6

Algunos son nativos como el Oxígeno, gas que respiramos o el azufre sólido que sublima en las fumarolas volcánicas, estos dos elementos son no metales, el resto se presentan formando parte de compuestos principalmente óxidos, sulfuros y sulfatos. El carácter metálico aumenta desde el selenio al polonio

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Grupo 17 (VIIA): los halógenos (F, Cl, Br, I, At)

El nombre proviene del griego hals, 'sal' y genes, 'origen, nacido' se refiere a la propiedad de cada uno de estos elementos para formar, con el sodio, una sal similar a la sal común o cloruro de sodio. Todos los miembros del grupo tienen un estado de oxidación de -1 y se combinan con los metales para formar halogenuros (también llamados haluros). Debido a la reactividad , ninguno de estos elementos se encuentra en estado libre en la naturaleza. Se encuentran en forma de sales disueltas en el agua de mar o en extensos depósitos salinos. El estado físico de los halógenos oscila entre el gaseoso del flúor y cloro, el bromo que es líquido a la temperatura ambiente y el yodo un sólido cristalino a temperatura ambiente, de color negro y brillante, que sublima dando un vapor violeta muy denso, venenoso, con un olor picante como el del cloro. El Astato es un elemento muy inestable y radioactivo. Grupo 18 (VIIIA): los gases nobles (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn)

Reciben este nombre porque son inertes, es decir, no reaccionan con ningún elemento, sin embargo en 1962, se obtuvieron compuesto de xenón y radón.

Tienen 8 electrones en su última capa y su estado de oxidación es 0, lo que les impide formar compuestos fácilmente. Son pues monoatómicos, inodoros, incoloros y solubles en agua Se obtienen por licuación fraccionada de aire o bien de gas natural. Los que más se utilizan son el helio y el argón para la creación de atmósferas inertes, en el relleno de globos, o como refrigerantes para bajas temperaturas.

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La tabla peri贸dica La Tabla peri贸dica

Nombre Hidrógeno Número atómico 1

Valencia 1 Estado de oxidación +1 Electronegatividad 2,1 Radio covalente (Å) 0,37 Radio iónico (Å)2,08 Radio atómico (Å) Configuración electrónica 1s1 Primer potencial de ionización (eV) 13,65 Masa atómica (g/mol) 1,00797 Densidad (g/ml) 0,071 Punto de ebullición (ºC) -252,7 Punto de fusión (ºC)-259,2 Descubridor Boyle en 1671

1,00797

Primer elemento de la tabla periódica. En CN es un gas incoloro, inodoro e insípido, compuesto de moléculas diatómicas, H2. Símbolo H, consta de un núcleo de unidad de carga positiva y un solo electrón. Tiene número atómico 1 y masa atómica 1,00797. Es uno de los constituyentes principales del agua y de toda la materia orgánica, y está distribuido ampliamente en la Tierra y en todo el Universo. Hay 3 isótopos: el protio, de masa 1, (99.98%); el deuterio, de masa 2 (0.02%), y el tritio, de masa 3, en pequeñas cantidades, y se puede producir artificialmente por medio de reacciones nucleares. Usos: Síntesis del amoniaco. Hidrogenación catalítica de aceites vegetales líquidos insaturados para obtener grasas sólidas. Combustible de cohetes, en combinación con oxígeno o flúor. Propiedades: Es la sustancia más inflamable de todas las que se conocen. Es un poco más soluble en disolventes orgánicos que en el agua. Muchos metales absorben hidrógeno. La adsorción del hidrógeno en el acero puede volverlo quebradizo, lo que lleva a fallos en el equipo para procesos químicos. Compuestos principales: Agua, los ácidos, las bases, la mayor parte de los compuestos orgánicos y muchos minerales. Efectos del Hidrógeno sobre la salud: Si se respira produce dolores de cabeza, pitidos en los oídos, mareos, somnolencia, inconsciencia, náuseas, vómitos y depresión de todos los sentidos. La piel puede presentar una coloración azul. Bajo algunas circunstancias se puede producir la muerte. No se supone que el hidrógeno cause mutagénesis, embriotoxicidad, o toxicidad reproductiva. Las enfermedades respiratorias pre-existentes pueden agravarse. No hay advertencia de olor si hay concentraciones tóxicas presentes.

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Nombre Helio

4,0026

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

Gas incoloro, inodoro e insípido. Tiene menor solubilidad en agua que cualquier otro gas. Es el elemento menos reactivo y esencialmente no forma compuesto químicos. La densidad y la viscosidad del vapor de helio son muy bajas. La conductividad térmica y el contenido calórico son excepcionalmente altos. El helio puede licuarse, pero su temperatura de condensación es la más baja de cualquier sustancia conocida. Usos: Llenado de globos meteorológicos y dirigibles. Gas inerte de protección en soldadura autógena. Es el único refrigerante capaz de alcanzar temperaturas menores que 14 K (-259ºC) permitiendo la superconductividad, prácticamente resistencia cero al flujo de la electricidad. Como gas presurizante en combustibles líquidos de cohetes, en mezclas helio-oxígeno para buzos, como fluido de trabajo en los reactores nucleares enfriados por gas y como gas transportador en los análisis químicos por cromatografía de gases. El helio terrestre se forma por radiactividad natural de elementos más pesados. La mayor parte de este helio migra a la superficie y entra en la atmósfera. Cabría suponer que la concentración atmosférica del helio (5.25 partes por millón al nivel del mar) fuese superior. Sin embargo, su peso molecular bajo le permite escapar al espacio a una velocidad equivalente a la de su formación. Los gases naturales lo contienen en concentraciones superiores a la atmosférica. La fuente principal de helio del mundo es un grupo de campos de gas natural en los Estados Unidos. Efectos del Helio sobre la salud Efectos de la exposición: Inhalación: provoca una agudización de la voz. Mareos. Pesadez. Dolor de cabeza. Asfixia, ya que hace disminuir el contenido de oxígeno en el aire en los lugares cerrados. Piel: Congelación en contacto con el líquido.

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Nombre Litio

6,941

Número atómico 3 Valencia 1 Estado de oxidación +1 Electronegatividad 1,0 Radio covalente (Å) 1,34 Radio iónico (Å) 0,60 Radio atómico (Å) 1,55 Configuración electrónica 1s22s1 Primer potencial de ionización (eV) 5,41

Masa atómica (g/mol) 6,941 Densidad (g/ml) 0,53 Punto de ebullición (ºC) -1330 Punto de fusión (ºC) -180,5 Descubridor George Urbain en 1907

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s el metal sólido más ligero, es blando, de bajo punto de fusión y reactivo. Se encuentra como una mezcla de los isótopos 6 Li y 7Li. Usos: En forma de estearato de litio como espesante para grasas lubricantes. También en esmaltes para porcelana; como aditivo para alargar la vida y el rendimiento en acumuladores alcalinos (pilas) y en soldadura autógena y soldadura para latón. El litio es un elemento moderadamente abundante Bolivia tiene en las salinas de Uyuni la mitad de todo el litio presente en la Tierra. Propiedades: Alto calor específico, el gran intervalo de temperatura de la fase líquida, alta conductividad térmica, baja viscosidad y muy baja densidad. El litio metálico es soluble en aminas alifáticas de cadena corta, como la etilamina. Es insoluble en los hidrocarburos. Es el único metal alcalino que reacciona con el nitrógeno a temperatura ambiente para producir un nitruro, de color negro. La reacción del litio metálico con agua es bastante vigorosa. El compuesto principal del litio es el hidróxido de litio. Es un polvo blanco. El carbonato tiene aplicación en la medicina como un antidepresivo. Tanto el bromuro como el cloruro de litio forman salmueras concentradas que tienen la propiedad de absorber humedad en un intervalo amplio de temperaturas Efectos del Litio sobre la salud Inflamable pueden causar fuego o explosión. Libera vapores (o gases) irritantes y tóxicos en un incendio. Sensación de quemadura. Tos. Respiración trabajosa. Falta de aire. Dolor de garganta. Los síntomas pueden ser retrasados. Piel: Enrojecimiento. Quemaduras cutáneas. Dolor. Ampollas. Ojos: Enrojecimiento. Dolor. Quemaduras severas y profundas. Ingestión: Calambres abdominales. Dolor abdominal. Sensación de quemadura. Náuseas. Shock o colapso. Vómitos. Debilidad. Vías de exposición: La sustancia puede ser absorbida por el cuerpo por inhalación de su aerosol y por ingestión. El hidróxido de litio representa un peligro potencialmente significativo porque es extremadamente corrosivo. Se debe prestar especial atención a los organismos acuáticos.

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Nombre Berilio

9,0122

Número atómico 4 Valencia 2 Estado de oxidación +2 Electronegatividad 1,5 Radio covalente (Å) 0,90 Radio iónico (Å) 0,31 Radio atómico (Å) 1,122 Configuración electrónica 1s2 2s2 Primer potencial de ionización (eV) 9,38 Masa atómica (g/mol) 9,0122 Densidad (g/ml) 1,85 Punto de ebullición (ºC) -2770 Punto de fusión (ºC) -1277 Descubridor Fredrich Wohler en 1798

Metal raro, ligero, su densidad es cerca de la tercera parte de la del aluminio. Usos: En la manufactura de aleaciones berilio-cobre, la adición de un 2% de berilio la hace no magnética y seis veces más fuerte que el cobre, además no producen chispas, en las partes móviles críticas de aviones, o en componentes clave de instrumentos de precisión, computadoras mecánicas, reveladores eléctricos y obturadores de cámaras fotográficas. Martillos, llaves y otras herramientas de berilio-cobre se emplean en refinerías petroleras y otras plantas en las cuales una chispa producida por piezas de acero puede ocasionar una explosión o un incendio. Tiene muchos usos en la energía nuclear porque es uno de los materiales más eficientes para disminuir la velocidad de los neutrones, así como para reflejarlos. Efectos del Berilio sobre la salud: Es uno de los elementos más tóxicos que se conocen al ser respirado puede dañar los pulmones y causar neumonía. Produce la llamada beriliosis, una peligrosa y persistente enfermedad de los pulmones que puede incluso dañar otros órganos, como el corazón. Alrededor del 20% de todos los casos terminan con la muerte. La causa de la beriliosis es la respiración de berilio en el lugar de trabajo. También causa reacciones alérgicas en personas que son hipersensibles a los productos químicos, los síntomas son debilidad, cansancio y problemas respiratorios. Algunas personas que sufren de esta enfermedad pueden desarrollar anorexia y las manos y pies se les ponen azules, incluso puede causar la muerte. Puede incrementar las posibilidades de desarrollar cáncer y daños en el ADN. Efectos ambientales del Berilio Hay berilio en el aire, agua y suelo como resultado de procesos naturales y actividades humanas. Las pruebas de laboratorio han indicado que es posible que el berilio produzca cáncer y cambios en el ADN de los animales, aunque de momento no hay evidencia el estudios de campo que respalde estos descubrimientos.

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Nombre Boro

10,811 Número atómico 5 Valencia 3 Estado de oxidación +3 Electronegatividad 2,0 Radio covalente (Å) 0,82 Radio iónico (Å) 0,20 Radio atómico (Å) 0,98 Configuración electrónica 1s2 2s22p1 Primer potencial de ionización (eV) 8,33 Masa atómica (g/mol) 10,811 Densidad (g/ml) 2,34 5 Punto de ebullición (ºC) Punto de fusión (ºC) -2030 Descubridor Sir Humphry Davy y Gay-Lussac en 1808

Se comporta como no metal. Se clasifica como metaloide y es el único elemento no metálico con menos de cuatro electrones en la capa externa. Constituye el 0.001% en la corteza terrestre. Nunca se ha encontrado libre y éste se prepara en forma cristalina o amorfa. La forma cristalina es un sólido quebradizo, muy duro de color negro azabache a gris plateado con brillo metálico. Una forma de boro cristalino es rojo brillante. La forma amorfa es menos densa que la cristalina y es un polvo color castaño a negro. Se encuentra como una mezcla de dos isótopos estables, con masas atómicas de 10 y 11. Usos: Como agente metalúrgico degasificante por su gran reactividad a temperaturas altas, con oxígeno y nitrógeno, se utiliza para refinar el aluminio y facilitar el tratamiento térmico del hierro maleable. Incrementa la resistencia a alta temperatura, las aleaciones de acero. Se emplea en reactores atómicos, en misiles y cohetes por su densidad baja, extrema dureza, alto punto de fusión y notable fuerza tensora en forma de filamentos. Las fibras con boro son más fuertes y rígidas que el acero y 25% más ligeras que el aluminio. El bórax, Na2B4O710H2O, refinado es un ingrediente importante en ciertas variedades de detergentes, jabones, ablandadores de agua, almidones para planchado, adhesivos, cosméticos, talcos. Se utiliza también como, desinfectantes de frutas y madera, control de hierbas e insecticidas, así como en la manufactura de papel, cuero y plásticos. Está presente en el agua de mar en unas cuantas partes por millón (ppm). En pequeñas cantidades en la mayoría de los suelos y es un constituyente esencial de varios silicatos como la turmalina. La presencia de boro en cantidades muy pequeñas parece ser necesaria en casi todas las plantas, pero en grandes concentraciones es muy. Efectos del Boro sobre la salud Cuando se absorben grandes cantidades en un periodo de tiempo corto con la comida o el agua se ven afectados los órganos reproductivos masculinos. Y si es durante el embarazo provocan defectos de nacimiento y fallos en el desarrollo. Además, se sufre irritación de nariz cuando se respira. El Boro puede afectar el estómago, hígado, riñones y cerebro y puede eventualmente llevar a la muerte.

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Nombre Carbono

12,01115

Número atómico 6 Valencia 02, +4, -4 Estado de oxidación +4 Electronegatividad 2,5 Radio covalente (Å) 0,77 Radio iónico (Å) 0,15 Radio atómico (Å) 0,914 2 2 2 Configuración electrónica 1s 2s 2p Primer potencial de ionización (eV) 11,34 Masa atómica (g/mol) 12,01115 Densidad (g/ml) 2,26 Punto de ebullición (ºC) -4830 Punto de fusión (ºC) -3727 Descubridor Desde las primera civilizaciones

Es el único que forma un número de compuestos mayor que la suma total de todos los otros elementos combinados. Se estima que se conoce un mínimo de 1.000.000 de compuestos orgánicos y este número crece rápidamente cada año. El carbono elemental existe en dos formas alotrópicas cristalinas bien definidas: diamante y grafito. Otras formas con poca cristalinidad son carbón vegetal, coque y negro de humo. El carbono químicamente puro se prepara por descomposición térmica del azúcar (sacarosa) en ausencia de aire. Todas las plantas y animales vivos están formados de compuestos orgánicos complejos en donde el carbono está combinado con hidrógeno, oxígeno, nitrógeno y otros elementos. Los vestigios de plantas y animales vivos forman depósitos: de petróleo, asfalto y betún. Los depósitos de gas natural contienen compuestos formados por carbono e hidrógeno. Usos: El dióxido de carbono se utiliza en la carbonatación de bebidas, en extintores de fuego y, en estado sólido, como enfriador (hielo seco). El monóxido de carbono se utiliza como agente reductor en muchos procesos metalúrgicos. El tetracloruro de carbono y el disulfuro de carbono son disolventes industriales importantes. Otros carburos metálicos tienen usos importantes como refractarios y como cortadores de metal. Efectos del Carbono sobre la salud:El carbono elemental es de una toxicidad muy baja. Silicosis en los mineros del carbón.

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Nombre Nitrógeno

14,66

Número atómico 7 Valencia 1, 2,+3,-3, 4, 5 Estado de oxidación -3 Electronegatividad 3,0 Radio covalente (Å) 0,75 Radio iónico (Å) 1,71 Radio atómico (Å) 0,92 Configuración electrónica 1s22s22p3 Primer potencial de ionización (eV) 14,66 Masa atómica (g/mol) 14,66 Densidad (g/ml) 0,81 Punto de ebullición (ºC) - 195,79 Punto de fusión (ºC) -218,8 Descubridor Rutherford en 1772

Es un gas en condiciones normales, el principal constituyente de la atmósfera ( 78%).Se fija por la acción bacteriana, eléctrica (relámpagos), en el agua y suelos se encuentra en forma de nitratos y nitritos y se libera a por la descomposición de materias orgánicas por bacterias o por combustión. Constituyente de las proteínas. Su principal fuente mineral es el nitrato de sodio. El nitrógeno elemental tiene una reactividad baja con la mayor parte de las sustancias a temperaturas ordinarias. A altas temperaturas, reacciona con cromo, silicio, titanio, aluminio, boro, berilio, magnesio, bario, calcio, litio, etc. para formar nitruros; con O2, para formar NO, y en presencia de un catalizador, con H a temperaturas y presión altas forma amoniaco. El nitrógeno, carbono e hidrógeno se combinan arriba de los 1800ºC para formar cianuro de hidrógeno. El nitrógeno, consta de dos isótopos, 14N y 15N. Además se conocen los isótopos radiactivos 12N, 13N, 16N y 17N. Usos: En la agricultura y en la industria química; de ahí la importancia de los procesos para convertirlo en otros compuestos. El nitrógeno se usa para llenar los bulbos de las lámparas incandescentes y cuando se requiere una atmósfera relativamente inerte. Efectos del Nitrógeno sobre la salud: Los humanos han cambiado radicalmente las proporciones naturales de nitratos y nitritos, debido a la aplicación de estiércoles que contienen nitrato. Actúan, el nitrito uniéndose a la hemoglobina en la sangre, causando la disminución en la capacidad de transporte de oxígeno. Disminución del funcionamiento de la glándula tiroidea (nitrato). Bajo almacenamiento de la vitamina A. (nitrato). Producción de nitrosaminas, causantes de cáncer. (nitratos y nitritos). El óxido de nitrógeno (NO) es un mensajero vital del cuerpo para la relajación de los músculos, y está involucrado en el sistema cardiovascular, el sistema inmunitario, el sistema nervioso central y el sistema nervioso periférico. La enzima que produce el óxido nítrico, la óxido-nítrico sintasa, es abundante en el cerebro. El óxido nítrico activa la erección por medio de la relajación del músculo que controla el flujo de sangre en el pene. La droga Viagra trabaja liberando óxido nítrico para producir el mismo efecto

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Nombre Oxígeno

15,9994

Número atómico 8 Valencia 2 Estado de oxidación -2 Electronegatividad 3,5 Radio covalente (Å) 0,73 Radio iónico (Å) 1,40 Radio atómico (Å) -2 2 4 Configuración electrónica 1s 2s 2p Primer potencial de ionización (eV) 13,70 Masa atómica (g/mol) 15,9994 Densidad (g/ml) 1,429 Punto de ebullición (ºC) -183 Punto de fusión (ºC) -218,8 Descubridor Joseph Priestly 1774

Es de gran interés por ser el elemento esencial en los procesos de respiración de la mayor parte de las células vivas y en los procesos de combustión. Es el elemento más abundante en la corteza terrestre. Cerca de una quinta parte (en volumen) del aire es oxígeno. Existe en forma de moléculas diatómicas, O2, pero también existe en forma triatómica, O3, llamada ozono. Usos: El oxígeno se separa del aire por licuefacción y destilación fraccionada. Las principales aplicaciones del oxígeno en orden de importancia son: 1) fundición, refinación y fabricación de acero y otros metales; 2) manufactura de productos químicos por oxidación controlada; 3) propulsión de cohetes; 4) apoyo a la vida biológica y medicina, y 5) minería, producción y fabricación de productos de piedra y vidrio. Existen equipos generadores de ozono son usados para oxidación de materias, para desinfección de piscinas... En condiciones normales el oxígeno es un gas incoloro, inodoro e insípido; se condensa en un líquido azul claro. El oxígeno es parte de un pequeño grupo de gases ligeramente paramagnéticos, y es el más paramagnético de este grupo. El oxígeno líquido es también ligeramente paramagnético. Casi todos los elementos químicos, menos los gases inertes, forman compuestos con el oxígeno. Entre los compuestos binarios más abundantes de oxígeno están el agua, H2O, y la sílica, SiO2; componente principal de la arena. Efectos del Oxígeno sobre la salud: Se necesita para respirar, pero un exceso de oxígeno no es bueno. Si se expone a grandes cantidades de oxígeno durante mucho tiempo, se pueden producir daños en los pulmones. Efectos ambientales del Oxígeno No ha sido constatado ningún efecto negativo del oxígeno en el medio ambiente.

La Tabla periódica

Nombre Fluor

18,998

4 Número atómico 9 Valencia 1 Estado de oxidación -1 Electronegatividad 4,0 Radio covalente (Å) 0,72 Radio iónico (Å) 1,36 Radio atómico (Å) Configuración electrónica 1s22s22p5 Primer potencial de ionización (eV) 17,54 Masa atómica (g/mol) 18,9984 Densidad (g/ml) 1,11 Punto de ebullición (ºC) -188,2 Punto de fusión (ºC) -219,6

Descubridor

Moissan en 1886

Aunque sólo el isótopo con peso atómico 19 es estable, se han preparado de manera artificial los isótopos radiactivos, con pesos atómicos 17 y 22, el flúor es el elemento más electronegativo, y por un margen importante, el elemento no metálico más energético químicamente. Es un gas de color amarillo pálido a temperaturas normales. Usos: El espato flúor (fluoruro de calcio) aumenta la fluidez del vidrio fundido y escorias en la industria vidriera y cerámica.. La criolita, Na2AlF6, se utiliza para formar el electrólito en la metalurgia del aluminio. El óxido de aluminio se disuelve en este electrólito, y el metal se reduce, eléctricamente, de la masa fundida. El uso de halocarburos que contienen flúor como refrigerantes se patentó en 1930, y estos compuestos estables y volátiles encontraron un mercado como propelentes de aerosoles, así como también en refrigeración y en sistemas de aire acondicionado, (causa del posible daño a la capa de ozono). Un uso del flúor, muy importante durante la Segunda Guerra Mundial, fue un el enriquecimiento del isótopo fisionable 235U; el proceso más importante empleaba hexafluoruro de uranio. Este compuesto estable y volátil fue con mucho el material más adecuado para la separación del isótopo por difusión gaseosa. Como aditivos en pastas de dientes y superficies fluoropoliméricas antiadherentes sobre sartenes y hojas de afeitar (teflón por ejemplo). Efectos del Flúor sobre la salud: Se pueden encontrar grandes cantidades de flúor en el té y en los mariscos. Es esencial para mantener la solidez de huesos y protege del decaimiento dental, si es aplicado con el dentífrico dos veces al día. Si se absorbe flúor con demasiada frecuencia, puede provocar caries, osteoporosis y daños a los riñones, huesos, nervios y músculos. El flúor es un elemento muy tóxico y reactivo. Muchos de sus compuestos, en especial los inorgánicos, son también tóxicos y pueden causar quemaduras severas y profundas. Hay que tener cuidado para prevenir que líquidos o vapores entren en contacto con la piel y los ojos.

La Tabla periódica

Nombre Neón

20,179

Número atómico 10 Valencia 0 Estado de oxidación Electronegatividad Radio covalente (Å) 1,31 Radio iónico (Å) Radio atómico (Å) Configuración electrónica 1s22s22p6 Primer potencial de ionización (eV) 21,68 Masa atómica (g/mol) 20,179 Densidad (g/ml) 1,20 Punto de ebullición (ºC) -246 Punto de fusión (ºC) -248,6 Descubridor Sir Ramsey en 1898

El neón es incoloro, inodoro e insípido. No forma ningún compuesto químico. La única fuente comercial del neón es la atmósfera, aunque se encuentran pequeñas cantidades en el gas natural, en los minerales y en los meteoritos. Usos: En la investigación física de alta energía. Las cámaras de centelleo se llenan él para detectar el paso de partículas nucleares. El estado líquido se utiliza como refrigerante en el intervalo de 25-40 K. También en tubos electrónicos, contadores Geiger-Müller, en lámparas probadoras de corriente eléctrica de alto voltaje. Con baja potencia eléctrica se produce luz visible en lámparas incandescentes de neón; son económicas y se usan como luces nocturnas y de seguridad. Efectos del Neón sobre la salud La sustancia puede ser absorbida por el cuerpo a través de la inhalación y es asfixiante simple produce mareos, náuseas, vómitos, pérdida de consciencia y muerte. La muerte puede resultar de errores de juicio, confusión, o pérdida de la consciencia, que impiden el auto-rescate. En la piel y ojos: Congelación en contacto con el líquido. No se conoce ningún daño ecológico causado por este elemento.

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Nombre Sodio 22,9898

Número atómico 11 Valencia 1 Estado de oxidación +1 Electronegatividad 0,9 Radio covalente (Å) 1,54 Radio iónico (Å) 0,95 Radio atómico (Å) 1,90 Configuración electrónica [Ne]3s1 Primer potencial de ionización (eV) 5,14 Masa atómica (g/mol) 22,9898 Densidad (g/ml) 0,97 Punto de ebullición (ºC) 892 Punto de fusión (ºC) 97,8 Descubridor Sir Humphrey Davy en 1807

Ocupa el sexto lugar por su abundancia entre todos los elementos de la corteza terrestre, que contiene el 2.83% de sodio en sus formas combinadas. Es un metal suave, reactivo. Usos: Desde el punto de vista comercial, es el más importante de los metales alcalinos. Las sales de sodio se encuentran en el agua de mar, lagos salados, lagos alcalinos y manantiales minerales. Las más importantes son el cloruro de sodio (sal de roca), el carbonato de sodio (sosa y trona), el borato de sodio (bórax), el nitrato de sodio (nitrato de Chile) y el sulfato de sodio. El sodio metálico reacciona con rapidez con el agua, y también con nieve y hielo, para producir hidróxido de sodio e hidrógeno. Cuando se expone al aire, el sodio metálico recién cortado pierde su apariencia plateada y adquiere color gris opaco por la formación de un recubrimiento de óxido de sodio. No reacciona con nitrógeno, incluso a temperaturas muy elevadas, pero puede reaccionar con amoniaco para formar amida de sodio. El sodio y el hidrógeno reaccionan arriba de los 200ºC para formar el hidruro de sodio. El sodio reacciona difícilmente con el carbono, si es que reacciona, pero sí lo hace con los halógenos. También reacciona con varios halogenuros metálicos para dar el metal y cloruro de sodio. Efectos del Sodio sobre la salud: Es un componente de muchas comidas, por ejemplo la sal común. Es necesario para mantener el balance del metabolismo, el funcionamiento de nervios y músculos. Un exceso puede dañar los riñones y producir hipertensión. Los humos de hidróxido sódico son irritantes para los ojos, nariz y piel. Puede producir quemaduras

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Nombre Magnesio

24,305

Número atómico 12 Valencia 2 Estado de oxidación +2 Electronegatividad 1,2 Radio covalente (Å) 1,30 Radio iónico (Å) 0,65 Radio atómico (Å) 1,60 Configuración electrónica [Ne]3s2 Primer potencial de ionización (eV) 7,65 Masa atómica (g/mol) 24,305 Densidad (g/ml) 1,74 Punto de ebullición (ºC) 1107 Punto de fusión (ºC) 650 Descubridor Sir Humphrey Davy en 1807

Elemento químico, metálico, es blanco plateado y muy ligero. Es muy abundante en la naturaleza, y se halla en cantidades importantes en muchos minerales rocosos, como la dolomita, magnesita, olivina y serpentina y también en el agua de mar, salmueras subterráneas y lechos salinos. Usos: Es químicamente muy activo. Utilizado como catalizador, el magnesio sirve para promover reacciones orgánicas de condensación, reducción, adición y deshalogenación Tiene la capacidad para formar aleaciones mecánicamente resistentes con aluminio, manganeso, zirconio, zinc, metales de tierras raras y torio. Efectos del Magnesio sobre la salud: El polvo de magnesio puede irritar las membranas mucosas o el tracto respiratorio superior tiene baja toxicidad. Ojos: el polvo de magnesio ardiendo sin gafas especiales puede producir una ceguera temporal, debido a la intensa llama blanca. Es sospechoso de ser cancerígeno, mutagénico o teratógeno. Puede incendiarse espontáneamente al contacto con el aire produciendo gases irritantes o tóxicos o explotar. Reacciona con ácidos y agua formando gas hidrógeno inflamable, provocando riesgo de incendio y de explosión.

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Nombre Aluminio

26,9815

Número atómico 13 Valencia 3 Estado de oxidación +3 Electronegatividad 1,5 Radio covalente (Å) 1,18 Radio iónico (Å) 0,50 Radio atómico (Å) 1,43 Configuración electrónica [Ne]3s23p1 Primer potencial de ionización (eV) 6,00 Masa atómica (g/mol) 26,9815 Densidad (g/ml) 2,70 Punto de ebullición (ºC) 2450 Punto de fusión (ºC) 660 Descubridor Hans Christian Oersted en 1825

30 13

Es el elemento metálico más abundante en la Tierra y en la Luna, pero nunca está en forma libre se encuentra en rocas ígneas, en arcillas y bauxita. Las aleaciones de aluminio son ligeras, fuertes, y de fácil formación, son fáciles de ensamblar, fundir o maquinar y aceptan gran variedad de acabados. Usos: Es estable al aire y resistente a la corrosión por el agua de mar, a muchas soluciones acuosas y otros agentes químicos. Esto se debe a la protección del metal por una capa impenetrable de óxido. El aluminio fundido puede tener reacciones explosivas con agua. No debe entrar en contacto con herramientas ni con contenedores húmedos. A temperaturas altas, reduce muchos compuestos que contienen oxígeno, sobre todo los óxidos metálicos. Estas reacciones se aprovechan en la manufactura de ciertos metales y aleaciones. Su aplicación en la construcción representa un gran mercado puertas, ventanas, automóviles, aviones, etc. Efectos del Aluminio sobre la salud: Es un compuesto inocente. La forma soluble en agua causa efectos perjudiciales, se puede tomar a través de la comida, respirarlo y por contacto en la piel y causar: Daño al sistema nervioso central, problemas en los riñones demencia, pérdida de la memoria, temblores severos. Efectos ambientales del Aluminio Puede acumularse en las plantas y causar problemas de salud a animales que las consumen. Las consecuencias para los pájaros que consumen peces contaminados es que la cáscara de los huevos es más fina y los pollitos nacen con bajo peso. Las consecuencias para los animales que respiran el Aluminio a través del aire son problemas de pulmones, pérdida de peso y declinación de la actividad. Otro efecto negativo en el ambiente del Aluminio es que estos iones pueden reaccionar con los fosfatos, los cuales causan que el fosfato no esté disponible para los organismos acuáticos.

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Nombre Silicio

28,086

Número atómico 14 Valencia 4 Estado de oxidación +4 Electronegatividad 1,8 Radio covalente (Å) 1,11 Radio iónico (Å) 0,41 Radio atómico (Å) 1,32 Configuración electrónica [Ne]3s23p2 Primer potencial de ionización (eV) 8,15 Masa atómica (g/mol) 28,086 Densidad (g/ml) 2,33 Punto de ebullición (ºC) 2680 Punto de fusión (ºC) 1410 Descubridor Jons Berzelius en 1823

Es el elemento electropositivo más abundante de la corteza terrestre. Forma compuestos con 64 de los 92 elementos estables. Es un metaloide con marcado lustre metálico y sumamente quebradizo. Usos: El silicio elemental se emplean como integrantes de aleaciones para dar mayor resistencia al aluminio, magnesio, cobre y otros metales y como materia prima en la manufactura de compuestos organosilícicos y resinas de silicona, elastómeros y aceites. Los chips de silicio se emplean en circuitos integrados. Las células fotovoltaicas para la conversión directa de energía solar en eléctrica utilizan obleas cortadas de cristales simples de silicio de grado electrónico. El dióxido de silicio se emplea como materia prima para producir silicio elemental y carburo de silicio. Los cristales grandes de silicio se utilizan para cristales piezoeléctricos. Las arenas de cuarzo fundido se transforman en vidrios de silicio que se usan en los laboratorios y plantas químicas, así como en aislantes eléctricos. Se emplea una dispersión coloidal de silicio en agua como agente de recubrimiento y como ingrediente de ciertos esmaltes. Efectos del Silicio sobre la salud: El silicio elemental es un material inerte. Sin embargo, se han documentado lesiones pulmonares leves en animales de laboratorio sometidos a inyecciones intratraqueales de polvo de silicio. El polvo de silicio tiene pocos efectos adversos sobre los pulmones y no parece producir enfermedades orgánicas significativas o efectos tóxicos cuando las exposiciones se mantienen por debajo de los límites de exposición recomendados. El silicio puede tener efectos crónicos en la respiración. El dióxido de silicio (cuarzo, diatomeas, trabajadores del granito, trabajadores de cerámica, trabajadores de ladrillos) irrita la piel y los ojos por contacto desorden inmunológico y enfermedades autoinmunes artritis reumatoide enfermedades renales y cáncer de pulmón. No se ha informado de efectos negativos del silicio sobre el medio ambiente.

La Tabla periódica

Nombre Fósforo

30,97 38

Número atómico 15 Valencia +3, -3, 5, 4 Estado de oxidación +5 Electronegatividad 2,1 Radio covalente (Å) 1,06 Radio iónico (Å) 0,34 Radio atómico (Å) 1,28 Configuración electrónica [Ne]3s23p3 Primer potencial de ionización (eV) 11,00 Masa atómica (g/mol) 30,9738 Densidad (g/ml) 1,82 15 Punto de ebullición (ºC) 280 Punto de fusión (ºC) 44,2 Descubridor Hennig Brandt en 1669

Es la base de gran número de compuestos, de los cuales los más importantes son los fosfatos, desempeñan un papel esencial en la transferencia de energía (ATP), como el metabolismo, la fotosíntesis, la función nerviosa y la acción muscular material hereditario (ADN) y coenzimas. Los esqueletos de los animales están formados por fosfato de calcio. Usos: Cerca de tres cuartas partes del fósforo total se emplean en Estados Unidos como fertilizantes. Otras aplicaciones son detergentes, nutrientes suplementarios en alimentos para animales, ablandadores de agua, aditivos para alimentos y fármacos, agentes de revestimiento en el tratamiento de superficies metálicas, aditivos en metalurgia, plastificantes, insecticidas. La investigación de la química del fósforo indica que pueden existir tantos compuestos basados en el fósforo como los de carbono. En química orgánica se acostumbra agrupar varios compuestos químicos dentro de familias llamadas series homólogas. Efectos del Fósforo sobre la salud: El fósforo blanco es extremadamente venenoso (veneno de rata) se experimentan náuseas, convulsiones y desfallecimiento, el desenlace puede ser fatal. El Fósforo se encuentra como fosfato. Demasiado fosfato puede causar problemas de salud, como es daño a los riñones y osteoporosis. Demasiado poco fosfato puede causar problemas de salud. Efectos ambientales del Fósforo: El fósforo blanco entra en el ambiente cuando el ejército lo usa como munición. A través de descargas de aguas residuales el fósforo blanco termina en suelos profundos y en el fondo de los ríos y lagos el fósforo puede permanecer miles de años.

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Nombre Azufre

32,064

Número atómico 16 Valencia +2, 2, 4, 6 Estado de oxidación - 2 Electronegatividad 2,5 Radio covalente (Å) 1,02 Radio iónico (Å) 1,84 Radio atómico (Å) 1,27 Configuración electrónica [Ne]3s23p4 Primer potencial de ionización (eV) 10,36 Masa atómica (g/mol) 32,064 Densidad (g/ml) 2,07 Punto de ebullición (ºC) 444,6 Punto de fusión (ºC) 119,0 Descubridor Desde antiguo

Se encuentra como elemento libre cerca de las regiones volcánicas Usos: La producción de compuestos de azufre. La vulcanización del caucho, en atomizadores con azufre para combatir parásitos de las plantas, en la manufactura de fertilizantes artificiales y en ciertos tipos de cementos y aislantes eléctricos, en algunos ungüentos y medicinas y en la manufactura de pólvora y fósforos. Los compuestos de azufre se emplean en la manufactura de productos químicos, textiles, jabones, fertilizantes, pieles, plásticos, refrigerantes, agentes blanqueadores, drogas, tintes, pinturas, papel y otros productos. El sulfuro de hidrógeno (H2S) es el compuesto más importante que contiene sólo hidrógeno y azufre. Es un gas incoloro que tiene un olor fétido (semejante al de los huevos podridos) y es muchísimo más venenoso que el monóxido de carbono, pero se advierte su presencia (por su olor) antes de que alcance concentraciones peligrosas. Efectos del Azufre sobre la salud: Se encuentra en la naturaleza en forma de sulfuros. Presentan un olor desagradable y a menudo son altamente tóxicos. En general las sustancias sulfurosas pueden tener los siguientes efectos en la salud humana: Efectos neurológicos y cambios en el comportamiento, alteración de la circulación sanguínea, daños cardiacos, efectos en los ojos y en la vista, fallos reproductores, daños al sistema inmunitario, desórdenes estomacales y gastrointestinales, daños en las funciones del hígado y los riñones, defectos en la audición, asfixia y embolia pulmonar, efectos dermatológicos.

La Tabla periódica

Nombre Cloro 35,453 Número atómico 17 Valencia +1, -1, 3, 5, 7 Estado de oxidación -1 Electronegatividad – 3,0 Radio covalente (Å) 0,99 Radio iónico (Å) 1,81 Radio atómico (Å) Configuración electrónica [Ne]3s23p5 Primer potencial de ionización (eV) 13,01 Masa atómica (g/mol) 35,453 Densidad (g/ml) 1,56 17 Punto de ebullición (ºC) -34,7 Punto de fusión (ºC) -101,0 Descubridor Carl Wilhelm Scheele en 1774

Es un gas amarillo-verdoso a temperaturas y presiones ordinarias. Se encuentre libre en la naturaleza sólo a las temperaturas elevadas de los gases volcánicos. Se estima que 0.045% de la corteza terrestre es cloro. Se combina con metales, no metales y materiales orgánicos para formar cientos de compuestos. Usos: Los mayores consumidores de cloro son las compañías que producen dicloruro de etileno y otros disolventes clorinados, resinas de cloruro de polivinilo (PVC), clorofluorocarbonos (CFCs) y óxido de propileno. Las compañías papeleras utilizan cloro para blanquear el papel. Las plantas de tratamiento de agua y de aguas residuales utilizan cloro para reducir los niveles de microorganismos que pueden propagar enfermedades entre los humanos (desinfección) Efectos del Cloro sobre la salud Es un gas altamente reactivo. El cloro entra en el cuerpo al ser respirado el aire contaminado o al ser consumido con comida o agua contaminadas. No permanece en el cuerpo, debido a su reactividad. La respiración de pequeñas cantidades de cloro durante cortos periodos de tiempo afecta negativamente al sistema respiratorio humano. Los efectos van desde tos y dolor pectoral hasta retención de agua en los pulmones. Irrita la piel, y los ojos.

La Tabla periódica

Nombre Argón

39,94 8

Número atómico 18 Valencia 0 Estado de oxidación Electronegatividad Radio covalente (Å) 1,74 Radio iónico (Å) Radio atómico (Å) Configuración electrónica [Ne]3s23p6 Primer potencial de ionización (eV) 15,80 Masa atómica (g/mol) 39,948 Densidad (g/ml) 1,40 Punto de ebullición (ºC) -185,8 Punto de fusión (ºC) -189,4 Descubridor Sir Ramsey en 1894

Gas noble, inerte o raro, aunque en realidad el argón no es raro. La atmósfera de la Tierra es la única fuente de argón; sin embargo, se encuentran trazas de este gas en minerales y meteoritos. El argón constituye el 0.934% del volumen de la atmósfera de la Tierra. Se produce por la descomposición radiactiva del radioisótopo potasio-40. Es incoloro, inodoro e insípido. En condiciones normales es un gas pero puede licuarse y solidificarse con facilidad. No forma compuestos químicos en el sentido normal aunque forma algunos compuestos enlazados con agua, hidroquinona y fenol. Usos: En lámparas eléctricas o bombillas. El corte y soldadura de metales. El argón y las mezclas de argón-kriptón se utilizan, con un poco de vapor de mercurio, para llenar lámparas fluorescentes. El argón mezclado con algo de neón se utiliza para llenar tubos fluorescentes de descarga eléctrica empleados en letreros de propaganda (parecidos a los anuncios de neón); esto se hace cuando se desea un color azul o verde en lugar del color rojo del neón. El argón se utiliza también para llenar tiratrones de contadores de radiación Geiger-Müller, en cámaras de ionización con las que se mide la radiación cósmica y tubos electrónicos de varias clases. La atmósfera de argón se utiliza en la manipulación de reactivos químicos en el laboratorio y en el sellado de empaques de estos materiales. La mayor cantidad de argón se produce en plantas de separación de aire. El aire se licua y se somete a una destilación fraccionada. Efectos del Argón sobre la salud La sustancia puede ser absorbida por el cuerpo por inhalación Provoca Mareos, pesadez, dolor de cabeza o asfixia cuando esto ocurre en un recinto cerrado. Piel: Congelación en contacto con el líquido. Ojos: Congelación en contacto con el líquido.

La Tabla periódica

Nombre Potasio Número atómico 19 Valencia 1 Estado de oxidación +1 Electronegatividad 0,8 Radio covalente (Å) 1,96 Radio iónico (Å) 1,33 Radio atómico (Å) 2,35 Configuración electrónica [Ar]4s1 Primer potencial de ionización (eV) 4,73 Masa atómica (g/mol) 39,098 Densidad (g/ml) 0,97 Punto de ebullición (ºC) 760 Punto de fusión (ºC) 97,8 Descubridor Sir H. Davy en 1808

39,09 8

36 19

Metal reactivo es ligero y blando. Se parece mucho al sodio en su comportamiento en forma metálica. El potasio es un elemento muy abundante y es el séptimo entre todos los elementos de la corteza terrestre; el 2.59% de ella corresponde a potasio en forma combinada. El agua de mar contiene 380 ppm, es el sexto más abundante en solución. Usos: El cloruro de potasio se utiliza principalmente en mezclas fertilizantes. El hidróxido de potasio se emplea en la manufactura de jabones líquidos y el carbonato de potasio para jabones blandos. El carbonato de potasio es también un material de partida importante en la industria del vidrio. El nitrato de potasio se utiliza en fósforos, fuegos pirotécnicos y en artículos afines que requieren un agente oxidante. Efectos del Potasio sobre la salud: El potasio puede ser encontrado en vegetales, frutas, patatas, carne, pan, leche y frutos secos. Juega un importante papel en los sistemas de fluidos físicos de los humanos y asiste en las funciones de los nervios. Cuando nuestros riñones no funcionan bien se puede dar la acumulación de potasio. Esto puede llevar a cabo una perturbación en el ritmo cardiáco. Efectos ambientales del Potasio: Junto con el nitrógeno y el fósforo, el potasio es uno de los macronutrients esenciales para la supervivencia de las plantas para mantener la presión osmótica y el tamaño de la célula, influyendo de esta forma en la fotosíntesis y en la producción de energía, así como en la apertura de los estomas y el aporte de dióxido de carbono, la turgencia de la planta y la translocación de los nutrientes. Las consecuencias de niveles bajos de potasio se muestran por variedad de síntomas: restricción del crecimiento, reducción del florecimiento, cosechas menos abundantes y menor calidad de producción. Elevados niveles de potasio soluble en el agua pueden causar daños a las semillas en germinación, inhiben la toma de otros minerales y reducen la calidad del cultivo

La Tabla periódica

40,08

Nombre Calcio Número atómico 20 Valencia 2 Estado de oxidación +2 Electronegatividad 1,0 Radio covalente (Å) 1,74 Radio iónico (Å) 0,99 Radio atómico (Å) 1,97 Configuración electrónica [Ar]4s2 Primer potencial de ionización (eV) 6,15 Masa atómica (g/mol) 40,08 Densidad (g/ml) 1,55 Punto de ebullición (ºC) 1440 Punto de fusión (ºC) 838 Descubridor Sir H. Davy en 1808

Es el tercer metal más abundante en la corteza terrestre. Es menos reactivo químicamente que los metales alcalinos y que los otros metales alcalinotérreos. La distribución del calcio es muy amplia; se encuentra en casi todas las áreas terrestres del mundo. Este elemento es esencial para la vida de las plantas y animales, ya que está presente en el esqueleto de los animales, en los dientes, en la cáscara de los huevos, en el coral y en muchos suelos. El cloruro de calcio se halla en el agua del mar. Usos: El calcio metálico se prepara en la industria por electrólisis del cloruro de calcio fundido. El metal se emplea en aleaciones de aluminio para cojinetes, como auxiliar en la remoción del bismuto del plomo, así como controlador de carbono grafítico en el hierro fundido. Como desoxidante en la manufactura de muchos aceros; como agente reductor en la preparación de metales como el cromo, torio, y uranio y como material de separación para mezclas gaseosas de nitrógeno y argón. El óxido de calcio, CaO, se produce por descomposición térmica de los minerales de carbonato en altos hornos. El óxido se utiliza en arcos de luz de alta intensidad (luz de cal). El carbonato de calcio (el espato de Islandia y la calcita) y el mármol tienen gran demanda como material de construcción. El sulfato de calcio dihidratado es el yeso, constituye la mayor porción del cemento Portland, y se ha empleado para reducir la alcalinidad de los suelos. Efectos del Calcio sobre la salud se encuentra en la leche y productos lácteos, y también en frutos secos, vegetales, etc. Es un componente esencial para la preservación del esqueleto y dientes de los humanos, en funciones de los nervios y musculares. El uso de más de 2,5 gramos de calcio por día sin una necesidad médica puede llevar a cabo el desarrollo de piedras en los riñones, esclerosis y problemas en los vasos sanguíneos. La falta de calcio es una de las causas principales de la osteoporosis. Para preservar la masa ósea se necesitan unos 1.000 miligramos (mg) diarios de calcio tanto para hombres como para mujeres que no han llegado a la menopausia. Pasada la menopausia se necesitan unos 1.500 mg. El fosfato de calcio es muy tóxico para los organismos

La Tabla periódica

Nombre Galio

69,72

Número atómico 31 Valencia 3 Estado de oxidación +3 Electronegatividad 1,6 Radio covalente (Å) 1,26 Radio iónico (Å) 0,62 Radio atómico (Å) 1,41 Configuración electrónica [Ar]3d104s24p1 Primer potencial de ionización (eV) 6,02 Masa atómica (g/mol) 69,72 Densidad (g/ml) 5,91 Punto de ebullición (ºC) 2237 Punto de fusión (ºC) 29,8 Descubridor Lecoq de Boisbaudran 1875

38 31

El galio sólido parece gris azulado cuando se expone a la atmósfera. El galio líquido es blanco plateado, con una superficie reflejante brillante. Su punto

de congelación es más bajo que el de cualquier metal con excepción del mercurio, tiene un gran intervalo de temperatura en el estado líquido. El galio es semejante químicamente al aluminio. Usos: Se ha recomendado su uso en termómetros de alta temperatura y manómetros. En aleación con plata y estañó, el galio suple en forma adecuada la amalgama en curaciones dentales; también sirve para soldar materiales no metálicos, incluyendo gemas. El arseniuro de galio puede utilizarse en sistemas para transformar movimiento mecánico en impulsos eléctricos. Los artículos sintéticos superconductores pueden prepararse por la fabricación de matrices porosas de vanadio o tántalo impregnados con hidruro de galio. Ha dado excelentes resultados como semiconductor para uso en rectificadores, transistores, fotoconductores, fuentes de luz, diodos láser y aparatos de refrigeración. Efectos del Galio sobre la salud No tiene beneficios probados en las funciones corporales, y lo más probable es que solo esté presente debido a las pequeñas cantidades en el ambiente natural, en el agua, y en los residuos en los vegetales o frutas. Se sabe que algunas vitaminas y aguas de distribución comercial contienen cantidades traza de galio de menos de una parte por millón. El galio puro no es una sustancia peligrosa por contacto para los humanos. Ha sido manipulada muchas veces solo por el simple placer de observar como se derrite por el calor emitido por una mano humana. Sin embargo, deja manchas en las manos. Incluso el componente radioactivo del galio, citrato de galio (67Ga), puede ser inyectado en el cuerpo y usado para escáneres con galio sin efectos perjudiciales. Aunque no es peligroso en pequeñas cantidades, no debe ser consumido a propósito en grandes dosis. Por ejemplo, altas exposiciones al cloruro de galio (III) pueden causar irritación de la garganta, dificultades de respiración, dolores pectorales, y sus vapores pueden provocar afecciones muy graves como edema pulmonar y parálisis parcial.

La Tabla periódica

Nombre Germanio

72,59

Número atómico 32 Valencia 4 Estado de oxidación +4 Electronegatividad 1,8 Radio covalente (Å) 1,22 Radio iónico (Å) 0,53 Radio atómico (Å) 1,37 Configuración electrónica [Ar]3d104s24p2 Primer potencial de ionización (eV) 8,16 Masa atómica (g/mol) 72,59 Densidad (g/ml) 5,32 Punto de ebullición (ºC) 2830 Punto de fusión (ºC) 937,4 Descubridor Clemens Winkler 1886

Se encuentra muy distribuido en la corteza terrestre con una abundancia de 6.7 partes por millon (ppm). El germanio se halla como sulfuro o está asociado a los sulfuros minerales de otros elementos, en particular con los del cobre, zinc, plomo, estaño y antimonio. Tiene una apariencia metálica, pero exhibe las propiedades físicas y químicas de un metal sólo en condiciones especiales, dado que está localizado en la tabla periódica en donde ocurre la transición de metales a no metales. A temperatura ambiente se comporta como un material quebradizo. Usos: Tiene varias aplicaciones importantes, especialmente en la industria de los semiconductores. El primer dispositivo de estado sólido, el transistor, fue hecho de germanio. Los cristales especiales de germanio se usan como sustrato para el crecimiento en fase vapor de películas finas de GaAs y GaAsP en algunos diodos emisores de luz. Se emplean lentes y filtros de germanio en aparatos que operan en la región infrarroja del espectro. Mercurio y cobre impregnados de germanio son utilizados en detectores infrarrojos; los granates sintéticos con propiedades magnéticas pueden tener aplicaciones en los dispositivos de microondas para alto poder y memoria de burbuja magnética; los aditivos de germanio incrementa los amper-horas disponibles en acumuladores. Efectos Germanio sobre la salud El hidruro de germanio y el tetrahidruro de germanio son extremadamente inflamables e incluso explosivos cuando son mezclados con el aire. Inhalación: Calambres abdominales. Sensación de quemadura. Tos. Piel: Enrojecimiento. Dolor. Ojos: Irritación, enrojecimiento. Dolor.

La Tabla periódica

Nombre Astato

74,922

Número atómico 33 Valencia +3, -3, 5 Estado de oxidación +5 Electronegatividad 2,1 Radio covalente (Å) 1,19 Radio iónico (Å) 0,47 Radio atómico (Å) 1,39 Configuración electrónica [Ar]3d104s24p3 Primer potencial de ionización (eV) 10,08 Masa atómica (g/mol) 74,922 Densidad (g/ml) 5,72 33 Punto de ebullición (ºC) 613 Punto de fusión (ºC) 817 Descubridor Desde antiguo

Se encuentra distribuido ampliamente en la naturaleza. Se encuentra natural como mineral de cobalto, aunque por lo general está en la superficie de las rocas combinado con azufre o metales como Mn, Fe, Co, Ni, Ag o Sn. El principal mineral del arsénico es el FeAsS (arsenopirita). La As4S4 (realgarita) y As4S6 (oropimente). Usos: El arsénico elemental tiene pocos usos. En el estado sólido se ha empleado ampliamente en los materiales láser GaAs y como agente acelerador en la manufactura de varios aparatos. El óxido de arsénico se utiliza en la elaboración de vidrio. Los sulfuros de arsénico se usan como pigmentos y en juegos pirotécnicos. El arseniato de hidrógeno se emplea en medicina, así como otros compuestos de arsénico. La mayor parte de la aplicación medicinal de los compuestos de arsénico se basa en su naturaleza tóxica. Efectos del Arsénico sobre la salud Es uno de los elementos más tóxicos que pueden encontrarse. Se pueden estar expuestos al Arsénico a través de la comida, agua y aire o por contacto con la piel con suelo o agua que contenga Arsénico. Los niveles de Arsénico en peces y mariscos pueden ser altas, porque absorben Arsénico del agua donde viven. Por suerte la forma de Arsénico orgánico es menos dañina, pero peces que contienen significantes cantidades de Arsénico inorgánico pueden ser un peligro para la salud humana. La exposición al Arsénico puede ser más alta en personas que bebe significantes cantidades de vino, que vive en casas que contienen conservantes de la madera y en granjas donde se aplican pesticidas antiguos. El Arsénico inorgánico puede causar varios efectos sobre la salud, como es irritación del estómago e intestinos, disminución en la producción de glóbulos rojos y blancos, cambios en la piel, e irritación de los pulmones. Puede intensificar las posibilidades de desarrollar cáncer, de piel, pulmón, hígado, y linfa, así como causar infertilidad y abortos. Finalmente, el Arsénico inorgánico puede dañar el ADN. El Arsénico orgánico no puede causar cáncer, ni tampoco daño al ADN. Pero exposiciones a dosis elevadas puede causar ciertos efectos sobre la salud humana, como es lesión de nervios y dolores de estómago.

La Tabla periódica

Nombre Selenio

78,96

Número atómico 34 Valencia +2, -2,4, 6 Estado de oxidación -2 Electronegatividad 2,4 Radio covalente (Å) 1,40 Radio iónico (Å) 1,98 Radio atómico (Å) Configuración electrónica [Ar]3d104s24p4 Primer potencial de ionización (eV) 9,82 Masa atómica (g/mol) 78,96 Densidad (g/ml) 4,79 Punto de ebullición (ºC) 685 Punto de fusión (ºC) 217 Descubridor Jons Berzelius 1817

Ampliamente distribuido en la corteza terrestre, en forma de seleniuros de elementos pesados y, en menor cantidad, como elemento libre en asociación con azufre elemental. Usos: Sus minerales no se encuentran en suficiente cantidad para tener utilidad, como fuente comercial, y por ello los minerales de sulfuro de cobre seleníferos son los que representan la fuente primaria. Los usos más importantes son el proceso de fotocopiado xerográfico, la decoloración de vidrios teñidos por compuestos de hierro, y también se usa como pigmento en plásticos, pinturas, barnices, vidrio y cerámica y tintas. Su utilización en rectificadores ha disminuido por el mayor empleo del silicio y el germanio en esta aplicación. También en exposímetros fotográficos y como aditivo metalúrgico que mejora la capacidad de ciertos aceros para ser maquinados. Efectos del Selenio sobre la salud: La exposición al selenio tiene lugar bien a través de la comida, porque está presente naturalmente en los cereales y la carne. Los humanos necesitan absorber ciertas cantidades de selenio diariamente, con el objeto de mantener una buena salud o el agua, o cuando nos ponemos en contacto con tierra o aire que contiene altas concentraciones de selenio. Cuando hay escasez puede producir problemas de corazón y musculares. Los efectos sobre la salud de las diversas formas del selenio pueden variar de pelo quebradizo y uñas deformadas, a sarpullidos, calor, hinchamiento de la piel y dolores agudos. Cuando el selenio acaba en los ojos las personas experimentan quemaduras, irritación y lagrimeo. El envenenamiento por selenio puede incluso causar la muerte. La sobrexposición a vapores de selenio puede producir acumulación de líquido en los pulmones, mal aliento, bronquitis, neumonía, asma bronquítica, náuseas, escalofríos, fiebre, dolor de cabeza, de garganta, falta de aliento, conjuntivitis, vómitos, dolores abdominales, diarrea y agrandamiento del hígado. El selenio es irritante y sensibilizador de los ojos y del sistema respiratorio superior. El dióxido de selenio reacciona con la humedad para formar ácido selénico, que es corrosivo para la piel y ojos.

La Tabla periódica

Nombre Bromo

79,909

Número atómico 35 Valencia +1, -1, 3, 5, 7 Estado de oxidación -1 Electronegatividad 2,8 Radio covalente (Å) 1,14 Radio iónico (Å) 1,95 Radio atómico (Å) Configuración electrónica [Ar]3d104s24p5 Primer potencial de ionización (eV) 11,91 Masa atómica (g/mol) 79,909 Densidad (g/ml) 3,12 Punto de ebullición (ºC) 58 Punto de fusión (ºC) -7,2 Descubridor Anthoine Balard en 1826

42 35

Líquido de olor intenso e irritante, rojo oscuro y de bajo punto de ebullición, pero de alta densidad. Es el único elemento no metálico líquido a temperatura y presión normales. Es muy reactivo químicamente; elemento del grupo de los halógenos, sus propiedades son intermedias entre las del cloro y las del yodo. Se encuentra en concentraciones bajas en forma de sales salmueras subterráneas y lagos salados. Usos: Muchos bromuros inorgánicos tienen uso industrial, pero los orgánicos tienen más aplicaciones. Se usan como agentes desinfectantes en albercas y agua potable. Como sprays para matar insectos. Son venenosas también para los animales más grandes y los humanos. Como fluidos de trabajo en medidores, fluidos hidráulicos, intermediarios en la fabricación de colorantes, en acumuladores, en supresores de explosión y sistemas de extinción de fuego. La densidad de los compuestos de bromo también los hace útiles en la separación gradual del carbón y otros minerales por gradientes de densidad. Efectos del Bromo sobre la salud causa daño a la piel en forma casi instantánea y es difícil de eliminar rápidamente para que no provoque quemaduras dolorosas que sanan con lentitud. Sus vapores son muy tóxicos, pero su olor sirve como aviso; es difícil permanecer en un área de suficiente concentración para ser dañado en forma permanente. Los efectos son disfunciones del sistema nervioso y alteraciones del material genético. Pero los bromuros orgánicos pueden también dañar ciertos órganos como el hígado, riñones, pulmones y testículos y puede causar disfunciones estomacales y gastrointestinales. A través de la comida y del agua absorbemos altas dosis de bromuros inorgánicos. Estos bromuros pueden perjudicar al sistema nervioso y la glándula tiroides.

La Tabla periódica

Nombre Kripton

83,80

Número atómico 36 Valencia 0 Estado de oxidación Electronegatividad Radio covalente (Å) 1,89 Radio iónico (Å) Radio atómico (Å) 10 2 6 Configuración electrónica [Ar]3d 4s 4p Primer potencial de ionización (eV) 14,09 Masa atómica (g/mol) 83,80 Densidad (g/ml) 2,6 Punto de ebullición (ºC) -152 Punto de fusión (ºC) -157,3 Descubridor Sir Ramsey en 1898

Gas noble. Incoloro, inodoro e insípido. La única fuente comercial de kriptón estable es el aire, aunque se encuentran trazas en minerales y meteoritos. Una mezcla de isótopos estables y radiactivos de kriptón se produce en reactores nucleares a partir de uranio por fisión de neutrones, lenta Usos: Su principal aplicación es el llenado de lámparas eléctricas y aparatos electrónicos de varios tipos. Se utilizan ampliamente mezclas de kriptón-argón para llenar lámparas fluorescentes. Efectos del Kriptón sobre la salud Este gas es inerte y está clasificado como un asfixiante simple. La inhalación de éste en concentraciones excesivas puede resultar en mareos, náuseas, vómitos, pérdida de consciencia y muerte. La muerte puede resultar de errores de juicio, confusión, o pérdida de la consciencia, que impiden el autorescate. A bajas concentraciones de oxígeno, la pérdida de consciencia y la muerte pueden ocurrir en segundos sin ninguna advertencia. Síntomas: Los primeros síntomas producidos por un asfixiante simple son respiración rápida y hambre de aire. La alerta mental disminuye y la coordinación muscular se ve perjudicada. El juicio se vuelve imperfecto y todas las sensaciones se deprimen. Normalmente resulta en inestabilidad emocional y la fatiga se presenta rápidamente. A medida que la asfixia progresa, pueden presentarse náuseas y vómitos, postración y pérdida de consciencia, y finalmente convulsiones, coma profundo y muerte.

La Tabla periódica

Nombre Rubidio 85,47 Número atómico 37 Valencia 1 Estado de oxidación +1 Electronegatividad 0,8 Radio covalente (Å) 2,11 Radio iónico (Å) 1,48 Radio atómico (Å) 2,48 Configuración electrónica [Kr]5s1 Primer potencial de ionización (eV) 4,19 Masa atómica (g/mol) 85,47 Densidad (g/ml) 1,53 Punto de ebullición (ºC) 688 37 Punto de fusión (ºC) 38,9 Descubridor Robert Wilhem Bunsen y Gustav Robert Kirchhoff en 1861

Es un metal alcalino, reactivo, ligero y de bajo punto de fusión. Es un elemento bastante abundante en la corteza terrestre y está presente hasta en 310 partes por millón (ppm). Por su abundancia ocupa un lugar justamente por debajo del carbono y el cloro y por encima del flúor y del estroncio. El agua de mar contiene 0.2 ppm de rubidio, concentración que (aunque baja) es el doble de la concentración de litio. El rubidio es semejante al cesio y al litio en que está integrado en minerales complejos; no se encuentra en la naturaleza como sales simples de halogenuros, como ocurre con el sodio y el potasio. Usos: La mayor parte de los usos de rubidio metálico y de sus compuestos son los mismos que los del cesio y sus compuestos. El metal se utiliza en la manufactura de tubos de electrones, y las sales en la producción de vidrio y cerámica. Efectos del Rubidio sobre la salud Efectos de la exposición: Reacciona con el agua. Moderadamente tóxico por ingestión. Si el rubidio se incendia, provocará quemaduras térmicas. El rubidio reacciona rápidamente con la humedad de la piel para formar hidróxido de rubidio, que provoca quemaduras térmicas en los ojos y piel. Señales y síntomas de sobre-exposición: Quemaduras en piel y ojos. Problemas para ganar peso, ataxia, hiper irritación, úlceras en la piel, y nerviosismo extremo. Afecciones médicas agravadas por la exposición: Enfermos del corazón, desequilibrios del potasio.

La Tabla periódica

Nombre Estroncio

87,62

Número atómico 38 Valencia 2 Estado de oxidación +2 Electronegatividad 1,0 Radio covalente (Å) 1,92 Radio iónico (Å) 1,13 Radio atómico (Å) 2,15 Configuración electrónica [Kr]5s2 Primer potencial de ionización (eV) 5,73 Masa atómica (g/mol) 87,62 Densidad (g/ml) 2,6 Punto de ebullición (ºC) 1380 Punto de fusión (ºC) 768 Descubridor A. Crawford en 1790

Es el menos abundante de los metales alcalinotérreos. La corteza de la Tierra contiene el 0.042% de estroncio, y este elemento es tan abundante como el cloro y el azufre. Los principales minerales son la celestita, SrSO4, y la estroncianita, SrCO3. Usos: El nitrato de estrocio se emplea en pirotecnia, señalamiento de vías férreas y en fórmulas de balas trazadoras. El hidróxido de estroncio forma con cierto número de ácidos orgánicos jabones y grasas de estructura estable, resistentes a la oxidación y a la descomposición en una amplia gama de temperaturas.

Efectos del Estroncio sobre la salud La toma de alta concentraciones de Estroncio no es conocida generalmente como un gran peligro para la salud humana. En algún caso alguien experimenta una reacción alérgica hacia el Estroncio, pero no ha habido casos desde entonces. Para los niños una toma excesiva puede ser un riesgo para la salud, debido a que puede causar problemas en el crecimiento de los huesos. Los niveles de Estroncio en la comida y agua no son suficientemente altos para ser capaz de producir estos efectos.

La Tabla periódica

Nombre Indio

114,82 Número atómico 49 Valencia 3 Estado de oxidación +3 Electronegatividad 1,7 Radio covalente (Å) 1,44 Radio iónico (Å) 0,81 Radio atómico (Å) 1,66 Configuración electrónica [Kr]4d105s25p1 Primer potencial de ionización (eV) 5,80 Masa atómica (g/mol) 114,82 Densidad (g/ml) 7,31 Punto de ebullición (ºC) 2000 Punto de fusión (ºC) 156,2

Descubridor Ferdinand Reich 1863

Se halla distribuido ampliamente en muchas minas y minerales y se recobra en gran parte de los conductos de polvo y residuos de las operaciones de procesamiento de zinc. Usos: El indio se utiliza para soldar alambre de plomo a transistores de germanio y como componente de los semiconductores intermetálicos empleados en los transistores de germanio. El arseniuro de indio, antimoniuro y fosfuro son semiconductores con propiedades especiales. Otros usos del indio se encuentran en la producción de recubrimientos para reducir la corrosión y el desgaste, en las aleaciones para sellado de vidrio y en las aleaciones dentales.

Efectos del Indio sobre la salud El indio no tiene ningún papel biológico. Se dice que en pequeñas dosis estimula el metabolismo. Todos los compuestos del indio deben ser considerados como altamente tóxicos. Los compuestos del indio provocan daños en el corazón, riñones e hígado y pueden ser teratógenos. Los datos disponibles acerca de los efectos de esta sustancia en la salud humana son insuficientes, por lo que se deben tomar extremas precauciones.

La Tabla periódica

Nombre Estaño

118,69

Número atómico 50 Valencia 2, 4 Estado de oxidación +4 Electronegatividad 1, 8 Radio covalente (Å) 1,41 Radio iónico (Å) 0,71 Radio atómico (Å) 1,62 Configuración electrónica [Kr]4d105s25p2 Primer potencial de ionización (eV) 7,37 Masa atómica (g/mol) 118.69 Densidad (g/ml) 7,30 Punto de ebullición (ºC) 2270 Punto de fusión (ºC) 231,9 Descubridor Desde la antiguedad

Se funde a baja temperatura; tiene gran fluidez cuando se funde y posee un punto de ebullición alto. es suave, flexible y resistente a la corrosión en muchos medios. El mineral del estaño más importante es la casiterita, SnO2. No se conocen depósitos de alta calidad de este mineral. La mayor parte del mineral de estaño del mundo se obtiene de depósitos aluviales de baja calidad. Usos: Una aplicación importante es el recubrimiento de envases de acero para conservar alimentos y bebidas. Otros empleos importantes son: aleaciones para soldar, bronces, y aleaciones industriales diversas. Los productos químicos de estaño, tanto inorgánicos como orgánicos, se utilizan mucho en las industrias de galvanoplastia, cerámica y plásticos, y en la agricultura. Efectos del Estaño sobre la salud: Se aplica principalmente en varias sustancias orgánicas. Los enlaces orgánicos son las formas más peligrosas para los humanos. A pesar de su peligro son aplicadas en gran número de industrias, tales como la industria de la pintura y del plástico, y en la agricultura a través de los pesticidas. Los efectos pueden variar dependiendo del compuesto, cuanto más largos sean los enlaces de hidrógeno, menos peligrosa para la salud humana será la sustancia del estaño podemos absorberlo a través de la comida de la respiración y a través de la piel. Produce: Irritaciones de ojos y piel dolores de cabeza, estómago, vómitos y mareos. Efectos a largo plazo: Daños hepáticos, disfunción del sistema inmunitario, daños cromosómicos, daños cerebrales (provocando ira, trastornos del sueño, olvidos y dolores de cabeza), escasez de glóbulos rojos, depresiones.

La Tabla periódica

Nombre Antimonio Número atómico 51 121,75 Valencia +3, -3, 5 Estado de oxidación +5 Electronegatividad 1,9 Radio covalente (Å) 1,38 Radio iónico (Å) 0,62 Radio atómico (Å) 1,59 Configuración electrónica [Kr]4d105s25p3 Primer potencial de ionización (eV) 8,68 Masa atómica (g/mol) 121,75 Densidad (g/ml) 6,62 Punto de ebullición (ºC) 1380 Punto de fusión (ºC) 630,5 51 Descubridor Desde antiguo

No es un elemento abundante en la naturaleza; raras veces se encuentra en forma natural, a menudo como una mezcla isomorfa con arsénico: la allemonita. Su símbolo Sb se deriva de la palabra latina stibium. El antimonio se encuentra principalmente en la naturaleza como Sb2S3 (estibnita, antimonita); el Sb2O3 (valentinita) se halla como producto de descomposición de la estibnita. El antimonio difiere de los metales normales por tener una conductividad eléctrica menor en estado sólido que en estado líquido (como su compañero de grupo el bismuto). El antimonio metálico es muy quebradizo, de color blanco-azuloso con un brillo metálico característico, de apariencia escamosa. Aunque a temperaturas normales es estable al aire, cuando se calienta se quema en forma luminosa desprendiendo humos blancos de Sb2O3. La vaporización del metal forma moléculas de Sb4O6, que se descomponen en Sb2O3 por arriba de la temperatura de transición. El antimonio se obtiene calentando el sulfuro con hierro, o calentando el sulfuro y el sublimado de Sb4O6 obtenido se reduce con carbono; el antimonio de alta pureza se produce por refinado electrolítico. Usos: Se utiliza en muchas aleaciones (1-20%), en especial de plomo, las cuales son más duras y resistentes mecánicamente que el plomo puro; casi la mitad de todo el antimonio producido se consume en acumuladores, revestimiento de cables, cojinetes antifricción y diversas clases de metales de consumo. La propiedad que tienen las aleaciones de Sn-Sb-Pb de dilatarse al enfriar el fundido permiten la producción de vaciados finos, que hacen útil este tipo de metal. Efectos del Antimonio sobre la salud: Las personas que trabajan con antimonio pueden sufrir los efectos de la exposición por respirar polvo de antimonio puede provocar irritación de los ojos, piel y pulmones. Si la exposición continúa se pueden producir efectos más graves, tales como enfermedades pulmonares, problemas de corazón, diarrea, vómitos severos y úlceras estomacales. No se sabe si el antimonio puede provocar cáncer o fallos reproductores. Es usado como medicina para infecciones parasitarias.

La Tabla periódica

Nombre Teluro

127,60

Número atómico 52 Valencia +2, -2, 4, 6 Estado de oxidación -2 Electronegatividad 2,1 Radio covalente (Å) 1,35 Radio iónico (Å) 2,21 Radio atómico (Å) 1,60 Configuración electrónica [Kr]4d105s25p4 Primer potencial de ionización (eV) 9,07 Masa atómica (g/mol) 127,60 Densidad (g/ml) 6,24 Punto de ebullición (ºC) 989,8 Punto de fusión (ºC) 449,5 Descubridor Franz Muller von Reichenstein en 1782

Se encuentra como elemento libre, asociado algunas veces con selenio, y también existe como telururo de silvanita (teluro gráfico), nagiagita (telurio negro), hessita, tetradimita, altaita, coloradoita y otros telururos de plata y oro, así como el óxido, telurio ocre. Usos: El telurio se utilizó inicialmente como aditivo del acero para incrementar su ductilidad, como abrillantador en electroplateados, como aditivo en catalizadores para la desintegración catalítica del petróleo, como material colorante de vidrios y como aditivo del plomo para incrementar su fuerza y resistencia a la corrosión. Efectos del Teluro sobre la salud: Afortunadamente, los compuestos del telurio se encuentran muy raramente. Son teratógenos y deben ser manejados solamente por químicos competentes ya que la ingestión incluso en pequeñas cantidades provoca un terrible mal aliento y un espantoso olor corporal. Efectos de la inhalación: Somnolencia. Boca seca. Gusto metálico. Dolor de cabeza. La sustancia puede tener efectos en el hígado y el sistema nervioso central. La exposición puede resultar en aliento de ajo. Se recomienda observación médica. Ingestión: Dolores abdominales, Estreñimiento. Náuseas, Vómitos.

La Tabla periódica

Nombre Yodo

126,904

Número atómico 53 Valencia +1, -1, 3, 5, 7 Estado de oxidación -1 Electronegatividad 2,5 Radio covalente (Å) 1,33 Radio iónico (Å) 2,16 Radio atómico (Å) Configuración electrónica [Kr]4d105s25p5 Primer potencial de ionización (eV) 10,51 Masa atómica (g/mol) 126,904 Densidad (g/ml) 4,94 Punto de ebullición (ºC) 183 53 Punto de fusión (ºC) 113,7 Descubridor Bernard Courtois en 1811

En condiciones normales, el yodo es un sólido negro, lustroso, y volátil; recibe su nombre por su vapor de color violeta. Se encuentra con profusión, aunque rara vez en alta concentración y nunca en forma elemental. A pesar de la baja concentración del yodo en el agua marina, cierta especie de alga puede extraer y acumular el elemento. En la forma de yodato de calcio, el yodo se encuentra en los mantos de caliche de Chile. Usos: Las propiedades bactericidas se usa en el tratamiento de heridas y la esterilización. Asimismo las sales yodatadas se utilizan para tratar ciertas condiciones de la tiroides y del corazón, como suplemento dietético y en los medios de contraste para los rayos X. El 131I, con una vida media de 8 días se utiliza como trazador radiactivos y ciertos procedimientos de radioterapia. Usos industriales: en la fotografía, el yoduro de plata (emulsiones para películas fotográficas rápidas), y en la industria de los tintes. Efectos del Yodo sobre la salud: Es esencial para la vida animal y vegetal. El yoduro y el yodato que se encuentran en las aguas marinas entran en el ciclo metabólico de la mayor parte de la flora y la fauna marinas, mientras que en los mamíferos superiores el yodo se concentra en la glándula tiroides, allí se convierte en aminoácidos yodados (principalmente tiroxina y yodotirosinas). Éstos se encuentran almacenados en la tiroides como tiroglobulina y, aparentemente, la tiroxina es secretada por la glándula. La deficiencia de yodo en los mamíferos lleva al bocio, una condición en que la glándula tiroides crece más de lo normal. Grandes cantidades de yodo pueden ser peligrosas porque la glándula tiroides trabajaría demasiado. Esto afecta al cuerpo entero; provoca taquicardias y pérdida de peso. El yodo elemental, I2, es tóxico, y su vapor irrita los ojos y los pulmones. La concentración máxima permitida en aire cuando se trabaja con yodo es de solamente 1 mg/m3. Todos los yoduros son tóxicos tomados en exceso. El yodo se añade a casi cualquier sal. Es un ingrediente del pan, los peces marinos y las plantas oceánicas lo almacenan en sus tejidos.

La Tabla periódica

Nombre Xenón Número atómico 54 Valencia 0 Estado de oxidación Electronegatividad Radio covalente (Å) 2,09 Radio iónico (Å) Radio atómico (Å) Configuración electrónica [Kr]4d105s25p6 Primer potencial de ionización (eV) 12,21 Masa atómica (g/mol) 131,30 Densidad (g/ml) 3,06 Punto de ebullición (ºC) -108,0 Punto de fusión (ºC) -11,9 Descubridor Sir Ramsey en 1898

131,30

Gas noble. Se conocen 16 isótopos radiactivos. Se encuentran trazas de xenón en minerales y meteoritos, pero la única fuente comercial de xenón es el aire. El xenón constituye 0.086 partes por millón por volumen de aire seco. El xenón es incoloro, inodoro e insípido; es un gas en condiciones normales. El xenón es el único de los gases nobles no radiactivos que forma compuestos químicos estables a la temperatura ambiente, XeF2, XeF4 y XeF6, son compuestos termodinámicamente estables a la temperatura ambiente y pueden prepararse simplemente por medio del calentamiento de las mezclas de xenón y flúor a 300-400ºC; también forma enlaces débiles Usos: Se utiliza para llenar cierto tipo de lámparas de destello para fotografía que producen luz con un buen equilibrio de todos los colores del espectro visible y pueden ser utilizadas 10 000 veces o más antes de quemarse. Una lámpara de arco llena con xenón da luz intensa semejante al arco de carbono; es valiosa en la proyección de películas. Efectos del Xenón sobre la salud Es un asfixiante simple. La inhalación en concentraciones excesivas puede resultar en mareos, náuseas, vómitos, pérdida de consciencia y muerte. La muerte puede resultar de errores de juicio, confusión, o pérdida de la consciencia, que impiden el auto-rescate. Síntomas: Los primeros síntomas producidos por un asfixiante simple son respiración rápida y hambre de aire. La alerta mental disminuye y la coordinación muscular se ve perjudicada. El juicio se vuelve imperfecto y todas las sensaciones se deprimen. Normalmente resulta en inestabilidad emocional y la fatiga se presenta rápidamente. A medida que la asfixia progresa, pueden presentarse náuseas y vómitos, postración y pérdida de consciencia, y finalmente convulsiones, coma profundo y muerte. Este agente no está considerado como carcinógeno. El xenón es un gas atmosférico raro y como tal no es tóxico y es químicamente inerte.

La Tabla periódica

Nombre Cesio

132,90 5

Número atómico 55 Valencia 1 Estado de oxidación +1 Electronegatividad 0,8 Radio covalente (Å) 2,25 Radio iónico (Å) 1,65 Radio atómico (Å) 2,67 Configuración electrónica [Xe]6s1 Primer potencial de ionización (eV) 2,25 Masa atómica (g/mol) 132,905 Densidad (g/ml) 1,90 Punto de ebullición (ºC) 690 Punto de fusión (ºC) 28,7 Descubridor Fustov Kirchhoff en 1860

52 55

El cesio es un metal blando, ligero y de bajo punto de fusión. No es muy abundante en la corteza terrestre, hay sólo 7 partes por millón (ppm). El litio, el rubidio y el cesio con frecuencia se hallan juntos en minerales lepidolíticos como los existentes en Rodesia. Es el más reactivo de los metales alcalinos y en realidad es el menos electronegativo y el más reactivo de todos los elementos. Reacciona en forma vigorosa con oxígeno. En aire húmedo, el calor de oxidación puede ser suficiente para fundir y prender el metal. El cesio no reacciona con nitrógeno para formar nitruros, pero reacciona con el hidrógeno a temperaturas altas para producir un hidruro muy estable; reacciona en forma violenta con el agua. Usos: El cesio metálico se utiliza en celdas fotoeléctricas, instrumentos espectrográficos, contadores de centelleo, bulbos de radio, lámparas militares de señales infrarrojas y varios aparatos ópticos y de detección. Los compuestos de cesio se usan en la producción de vidrio y cerámica, como absorbentes en plantas de purificación de dióxido de carbono, como componentes en bulbos de radio. Las sales de cesio se han utilizado en medicina como agentes antishock después de la administración de drogas de arsénico. El isótopo cesio-137 está sustituyendo al colbalto-60 en el tratamiento del cáncer. Efectos del Cesio sobre la salud La cantidad de cesio en comidas y aguas depende de la emisión de Cesio radiactivo de plantas de energía nuclear, mayoritariamente a través de accidentes. Como p.ej. Chernobyl en 1986. En estos casos, la persona puede experimentar daño en la célula debido a la radiación de las partículas del Cesio. Los efectos son, náuseas, vómitos, diarreas, y hemorragias. Cuando la exposición es larga la gente puede incluso perder el conocimiento. Entrar en coma o incluso la muerte. Puede viajar en el aire largas distancias antes de precipitar en la tierra. Los compuestos del Cesio son muy solubles en agua.

La Tabla periódica

Nombre Bario

137,34

Número atómico 56 Valencia 2 Estado de oxidación +2 Electronegatividad 0,9 Radio covalente (Å) 1,98 Radio iónico (Å) 1,35 Radio atómico (Å) 2,22 Configuración electrónica [Xe]6s2 Primer potencial de ionización (eV) 5,24 Masa atómica (g/mol) 137,34 Densidad (g/ml) 3.5 Punto de ebullición (ºC) 1640 Punto de fusión (ºC) 714 Descubridor Sir Humphrey Davy en 1808

Los compuestos de bario se obtienen la baritina, o sulfato de bario, y la witherita, carbonato de bario. El bario reacciona con el agua y se oxida con rapidez al aire formando una película protectora que evita que siga la reacción, pero en aire húmedo puede inflamarse. Reacciona con la mayor parte de los no metales. Es dúctil y maleable; los trozos recién cortados son gris-blanco lustrosa. Usos: Los compuestos tienen muchas aplicaciones, en aleaciones barioniquel (aleación Frary) para alambres de bujía (el bario incrementa la capacidad de emisión de la aleación). El sulfato de bario pigmento blanco que consta de 20% de sulfato de bario, 30% de sulfuro de zinc y menos del 3% de óxido de zinc, se emplea en pinturas blancas. A causa de la gran absorción de rayos X por el bario, sirve para cubrir el tubo digestivo en radiografía, para aumentar el contraste. El carbonato de bario en la industria de la cerámica para prevenir la eflorescencia en arcillas para loza. También como vidriado en alfarería y como veneno para ratas. El cloruro de bario en la purificación de sal, como fundente en aleaciones de magnesio, como ablandador de agua de calderas y en preparaciones medicinales. El nitrato de bario, llamado también salitre de barita, se utiliza en pirotecnia y señales luminosas (produce color verde) y un poco menos en preparaciones medicinales. El óxido de bario (barita), se utiliza como agente de secado en la industria y en el endurecimiento de aceros. El peróxido de bario se emplea como agente blanqueador. El cromato de bario, o amarillo cromo, se emplea en pigmentos amarillos y fósforos de seguridad. El clorato de bario se utiliza en pirotecnia. El acetato y cianuro de bario como reactivo químico y en metalurgia. Efectos del Bario sobre la salud: De forma natural los niveles de Bario en el medio ambiente son muy bajos. Pueden encontrarse cantidades altas en frutos secos, algas y pescados aunque no en dosis suficientemente altas como para llegar a alterar la salud. Puede causar parálisis y en algunos casos incluso la muerte. Pequeñas cantidades puede causar en las personas dificultad al respirar, incremento de la presión sanguínea, arritmia, dolor de estómago, debilidad en los músculos, cambios en los reflejos nerviosos, inflamación del cerebro y el hígado. Daño en los riñones y el corazón.

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Nombre Talio

204,37 Número atómico 81 Valencia 1, 3 Estado de oxidación +3 Electronegatividad 1,8 Radio covalente (Å) 1,48 Radio iónico (Å) 0,95 Radio atómico (Å) 1,71 Configuración electrónica [Xe]4f145d106s26p1 Primer potencial de ionización (eV) 6,15 Masa atómica (g/mol) 204,37 Densidad (g/ml) 11,85 Punto de ebullición (ºC) 1473 Punto de fusión (ºC) 304 8 Descubridor Sir William Crookes en 1861

El talio se encuentra como compuesto minoritario en minerales de hierro, cobre, sulfuros y seleniuros. Los minerales de talio se consideran raros. Usos: En los componentes electrónicos; por ejemplo, los cristales de yoduro de sodio, activados por talio y usados en tubos fotomultiplicadores. También se utiliza en aleaciones de bajo punto de fusión, lentes ópticas y sellos de vidrio para almacenar componentes electrónicos. Se utiliza en venenos de rata. Efectos del Talio sobre la salud: Los compuestos de talio son muy tóxicos para los seres humanos y otras formas de vida. El cuerpo humano absorbe muy bien el Talio a través de la piel, los órganos respiratorios y el tracto digestivo. El envenenamiento por Talio es mayormente causado por una toma accidental de veneno de rata. Provoca dolores estomacales y daña el sistema nervioso. En algunos casos los daños son irreversibles y viene la muerte. Si se sobrevive al envenenamiento las consecuencias son la perturbación del sistema nervioso, temblores, parálisis y cambios en el comportamiento que permanecerán para siempre. La acumulación de Talio en el cuerpo, provoca efectos crónicos, como cansancio, dolores de cabeza, depresiones, pérdida del apetito, dolor de piernas, pérdida del pelo y problemas en la vista. Otros efectos que pueden estar relacionados con el envenenamiento por Talio son dolor nervioso y dolor de las articulaciones. Estas son las consecuencias de la toma de Talio a través de la comida.

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Nombre Plomo

207,19

Número atómico 82 Valencia 2, 4 Estado de oxidación +2 Electronegatividad 1,9 Radio covalente (Å) 1,47 Radio iónico (Å) 1,20 Radio atómico (Å) 1,75 Configuración electrónica [Xe]4f145d106s26p2 Primer potencial de ionización (eV) 7,46 Masa atómica (g/mol) 207,19 Densidad (g/ml) 11,4 Punto de ebullición (ºC) 1725 Punto de fusión (ºC) 327,4 Descubridor Desde antiguo

Es un metal pesado de color azuloso, que se empaña para adquirir un color gris mate flexible, inelástico. Rara vez se encuentra en su estado elemental, el mineral más común es el sulfuro, la galeana, el carbonato, cerusita, y el sulfato, anglesita. Usos: Usado ampliamente desde el 5000 antes de Cristo para aplicaciones en productos metálicos, cables y tuberías, pero también en pinturas y pesticidas. Forma aleaciones con muchos metales y, en general, se emplea en esta forma en la mayor parte de sus aplicaciones. Todas las aleaciones formadas con estaño, cobre, arsénico, antimonio, bismuto, cadmio y sodio tienen importancia industrial. El uso más amplio es la fabricación de acumuladores. La fabricación de forros para cables, elementos de construcción, pigmentos, soldadura suave y municiones. Es resistente al ataque por parte de muchos ácidos, porque forma su propio revestimiento protector de óxido. Como consecuencia de esta característica ventajosa, el plomo se utiliza en la fabricación y el manejo del ácido sulfúrico. Se ha empleado el plomo como pantalla protectora para las máquinas de rayos X. Su utilización como forro para cables de teléfono y de televisión sigue siendo una forma de empleo adecuada para el plomo. Efectos del Plomo sobre la salud El plomo es uno de los cuatro metales que tienen un mayor efecto dañino sobre la salud humana. Puede entrar en el cuerpo a través de la comida (65%), agua (20%) y aire (15%). La fruta, carnes, granos, mariscos, refrescos y vino pueden contener cantidades significativas. El humo de los cigarros también contiene pequeñas cantidades. Entrar en el agua potable a través de la corrosión de las tuberías. Efectos: Perturbación de la biosíntesis de hemoglobina y anemia, incremento de la presión sanguínea, daño a los riñones, abortos, perturbación del sistema nervioso, daño al cerebro, disminución de la fertilidad del hombre a través del daño en el esperma Perturbación en el comportamiento de los niños, como es agresión, comportamiento impulsivo e hipersensibilidad. Puede entrar en el feto a través de la placenta de la madre. Sales de Plomo van al aire por los tubos de escape de los coches, y se puede acumular en organismos individuales, pero también entrar en las cadenas alimenticias.

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Nombre Bismuto

208,98 Número atómico 83 0 Valencia 3, 5 Estado de oxidación +3 Electronegatividad 1,9 Radio covalente (Å) 1,46 Radio iónico (Å) 1,20 Radio atómico (Å) 1,70 Configuración electrónica [Xe]4f145d106s26p3 Primer potencial de ionización (eV) 8,07 Masa atómica (g/mol) 208,980 Densidad (g/ml) 9,8 Punto de ebullición (ºC) 1560 Punto de fusión (ºC) 271,3 83 Descubridor Desde antiguo

Existe en la naturaleza como metal libre y en minerales. El bismuto es un metal cristalino, blanco grisáceo, lustroso, duro y quebradizo. Es uno de los pocos metales que se expanden al solidificarse Los principales depósitos están en Sudamérica, pero en Estados Unidos se obtiene principalmente como subproducto del refinado de los minerales de cobre y plomo. Es el elemento más metálico en este grupo. Usos: El principal uso está en la manufactura de aleaciones de bajo punto de fusión, que se emplean en partes fundibles de rociadoras automáticas, soldaduras especiales, sellos de seguridad para cilindros de gas comprimido y en apagadores automáticos de calentadores de agua eléctricos y de gas. Algunas aleaciones de bismuto que se expanden al congelarse se utilizan en fundición y tipos metálicos. Otra aplicación importante es la manufactura de compuestos farmacéuticos. Efectos del Bismuto sobre la salud El bismuto y sus sales pueden causar daños en el hígado, aunque el grado de dicho daño es normalmente moderado. Grandes dosis pueden ser mortales. Industrialmente es considerado como uno de los metales pesados menos tóxicos. Puede causar náuseas, pérdida de apetito y de peso, malestar, albuminuria, diarrea, reacciones cutáneas, estomatitis, dolor de cabeza, fiebre, falta de sueño, depresión, dolores reumáticos y una línea negra se puede formar en las encías debido al depósito de sulfuro de bismuto. Piel: Puede provocar irritación. Ojos: Puede provocar irritación. El bismuto no se considera un carcinógeno para los humanos

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210

Nombre Polonio Número atómico 84 Valencia 4, 6 Estado de oxidación Electronegatividad 2,0 Radio covalente (Å) Radio iónico (Å) Radio atómico (Å) 1,76 Configuración electrónica [Xe]4f145d106s26p4 Primer potencial de ionización (eV) Masa atómica (g/mol) 210 Densidad (g/ml) 9,2 Punto de ebullición (ºC) Punto de fusión (ºC) 254 Descubridor Pierre y Marie Curie en 1898

Todos los isótopos del polonio son radiactivos y de vida media corta, excepto los tres emisores alfa, producidos artificialmente. 208Po (2.9 años) y 209Po (100 años), y el natural, 210Po (138.4 días). Usos: El polonio (210Po) se utiliza principalmente en la producción de fuentes de neutrones. Puede usarse también en eliminadores de estática, y cuando está incorporado en la aleación de los electrodos de las bujías, se dice que favorece las propiedades enfriantes en los motores de combustión interna. Efectos del Polonio sobre la salud El polonio por su alta radioactividad como emisor de partículas alfa requiere técnicas y precauciones especiales de manejo. Es el único componente del humo de los cigarros que ha producido cáncer por sí mismo en animales de laboratorio por inhalación. Las tasas de cáncer de pulmón entre los hombres no pararon de ascender desde ser raras en 1930 (4/100.000 por año) a ser el causante número uno de las muertes por cáncer en 1980 (72/100.000). Pero durante el mismo periodo, el nivel de polonio 210 en el tabaco americano se había triplicado. Esto coincidió con el aumento del uso de fertilizantes fosfatados por los cultivadores de tabaco. El fosfato de calcio acumula uranio y libera gas radón lentamente. A la vez que el radón se desintegra, sus productos secundarios cargados eléctricamente se unen a partículas de polvo, que se adhieren a los pelos pegajosos del envés de las hojas del tabaco. Esto deja un depósito de Po radioactivo y Pb en las hojas. Luego, el intenso calor localizado en el extremo ardiente de un cigarrillo volatiliza los metales radioactivos. Los filtros de cigarrillos que atrapan los carcinógenos químicos, no son efectivos contra los vapores radioactivos. Los pulmones de un fumador crónico acaban con un revestimiento radioactivo. Estas partículas emiten radiación. Fumar dos paquetes al día imparte una dosis de radiación de partículas alfa de 1.300 milirem/año. La dosis de radiación anual del americano medio por inhalación de radón es de 200 milirem. El polonio 210 es soluble y circula por el cuerpo a todos los tejidos y células a niveles mucho más altos que los procedentes del radón residencial. La prueba es que puede encontrarse en la sangre y orina de los fumadores. Provoca daños genéticos y muerte temprana por: cáncer de hígado y de vesícula, úlcera estomacal. Leucemia, cirrosis del hígado y enfermedades cardiovasculares.

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Nombre Astato

210 Número atómico 85 Valencia Estado de oxidación Electronegatividad 2,0 Radio covalente (Å) Radio iónico (Å) Radio atómico (Å) Configuración electrónica [Xe]4f145d106s26p Primer potencial de ionización (eV) Masa atómica (g/mol) 210 Densidad (g/ml) Punto de ebullición (ºC) Punto de fusión (ºC) 302 85 Descubridor D.R. Corson 1940

Es un elemento muy inestable, que existe sólo en formas radiactivas de vida corta. Se han preparado unos 25 isótopos mediante reacciones nucleares de transmutación artificial. El isótopo con mayor tiempo de vida es el 210At, el cual decae en un tiempo de vida media de sólo 8.3 h. La cantidad total de ástato en la corteza terrestre es menor que 28 g (1 onza). Usos: En solución acuosa, el ástato tiene propiedades similares al yodo excepto por las diferencias atribuibles al hecho de que las soluciones de ástato son, por necesidad, muy diluidas. Al igual que el halógeno yodo, se extrae con benceno cuando se halla como elemento libre en solución. El elemento en solución es reducido por agentes como el dióxido de azufre y es oxidado por bromo.

Efectos del Ástato sobre la salud: La cantidad total de ástato en la corteza terrestre es menor de 30 gramos y solo unos pocos microgramos han sido producidos artificialmente. Esto, junto con su corta vida, no deja ninguna razón para considerar los efectos del ástato en la salud humana. El ástato se estudia en unos pocos laboratorios de investigación donde su alta radioactividad requiere precauciones y técnicas de manipulación especiales. El ástato es un halógeno y posiblemente se acumule en la glándula tiroides como el yodo. Desde un punto de vista químico, se puede especular que su toxicidad será idéntica a la del yodo.

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Nombre Radón Número atómico 86 Valencia 0 Estado de oxidación Electronegatividad Radio covalente (Å) 2,14 Radio iónico (Å) Radio atómico (Å) Configuración electrónica [Xe]4f145d106s26p6 Primer potencial de ionización (eV) 10,82 Masa atómica (g/mol) 222 Densidad (g/ml) Punto de ebullición (ºC) -61,8 Punto de fusión (ºC) -71 Descubridor Fredrich Ernst Dorn en 1898

222

El radón es una emanación gaseosa producto de la desintegración radiactiva del radio. Es muy radiactivo y se desintegra con la emisión de partículas energéticas alfa. Es el elemento más pesado del grupo de los gases nobles, o inertes. Todos sus isótopos son radiactivos con vida media corta. Tiene una vida media radiactiva de alrededor de cuatro días; esto significa que la mitad de una cantidad dada de radón se degradará en otros componentes, normalmente compuestos menos dañinos, cada cuatro días. Además de sus tres isótopos naturales, el radón tiene otros 22 que han sido sintetizados por medio de reacciones nucleares de transmutación artificial realizadas en ciclotrones y aceleradores lineales; sin embargo, ninguno de estos isótopos tiene una vida tan larga como el 222Rn. El radón entra en el medio ambiente a través del suelo, por las minas de uranio y fosfato, y por la combustión de carbón. Efectos del Radón sobre la salud El radón se presenta en la naturaleza principalmente en la fase gaseosa. Consecuentemente, las personas están principalmente expuestas al radón a través de la respiración de aire. Los niveles de fondo de radón en el aire exterior son generalmente bastante bajos, pero en áreas cerradas los niveles en el aire pueden ser más altos. En las casas, las escuelas y los edificios los niveles de radón están incrementados porque el radón entra en los edificios a través de grietas en los cimientos y en los sótanos. Los niveles de radón en aguas subterráneas son bastante elevados, pero normalmente el radón es rápidamente liberado al aire tan pronto como las aguas subterráneas entran en las aguas superficiales. Se sabe que la exposición a altos niveles de radón a través de la respiración provoca enfermedades pulmonares. Se desconoce si puede provocar efectos en la salud de otros órganos.

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Nombre Francio Número atómico 87 Valencia 1 Estado de oxidación +1 Electronegatividad 0,8 Radio covalente (Å) Radio iónico (Å) 1,76 Radio atómico (Å) Configuración electrónica [Rn]7s1 Primer potencial de ionización (eV) Masa atómica (g/mol) 223 Densidad (g/ml) Punto de ebullición (ºC) Punto de fusión (ºC) 27 Descubridor Marguerite Derey en 1939

223

Se forma a partir de la desintegración del uranio-actinio, o bombardeando torio con protones. Se desintegra en radio y astato. Se distingue por su inestabilidad nuclear, ya que existe sólo en formas radiactivas de vida corta; el más estable tiene una vida media de 21 minutos. El elemento muestra todas las propiedades esperadas de los elementos alcalinos más pesados. Con pocas excepciones, todas las sales del francio son solubles en agua. Efectos del Francio sobre la salud: Al ser tan inestable, cualquier cantidad formada se descompondrá en otros elementos tan rápidamente que no hay motivo para estudiar sus efectos en la salud humana o sobre el medio ambiente.

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Nombre Radio

226

Número atómico 88 Valencia 2 Estado de oxidación +2 Electronegatividad 0,9 Radio covalente (Å) Radio iónico (Å) -1,40 Radio atómico (Å) Configuración electrónica [Rn]7s2 Primer potencial de ionización (eV) 5,28 Masa atómica (g/mol) 226 Densidad (g/ml) 5,0 Punto de ebullición (ºC) Punto de fusión (ºC) 700 Descubridor Pierre y Marie Curie en 1898

Es un elemento radiactivo raro, encontrado en minerales de uranio en proporción de una parte por 3 millones de partes de uranio. Es un metal alcalinotérreo y tiene propiedades muy semejantes a las del bario. Se produce constantemente por la desintegración radiactiva del uranio y del torio. Se conocen 13 isótopos del radio; todos son radiactivos; cuatro se encuentran en la naturaleza y el resto se produce sintéticamente. La fuente más concentrada es la pecblenda (uraninita). Las sales de radio ionizan la atmósfera que los rodea, y emiten un resplandor azul.. Usos: En su aplicación terapéutica, los compuestos de radio puro se sellan en tubos o agujas; también el radón, producto gaseoso de descomposición del radio, se bombea en tubos pequeños. El empleo del radio en pinturas luminosas para relojes de pared o pulsera y esferas de medida, así como en señales visibles en la oscuridad se basa en su radiación alfa que golpea un tubo de centelleo, como el de sulfuro de zinc. Los compuestos de radio descargan los electroscopios, velan las placas fotográficas protegidas de la luz y producen fosforescencia y fluorescencia en ciertos compuestos inorgánicos como el sulfuro de zinc. Efectos del Radio sobre la salud: Biológicamente, el radio se concentra en los huesos al reemplazar al calcio y, tras una irradiación prolongada, causa anemia y neoplasias cancerosas. Dado que las radiaciones del radio y de sus productos de descomposición destruyen preferentemente los tejidos malignos, el radio se ha utilizado para detener el crecimiento del cáncer. Está presente de forma natural en el medio ambiente en muy pequeña cantidad. Los niveles de Radio en el medio ambiente se han incrementado por la quema de carbón y fueles. Los niveles en agua potable pueden ser elevados cuando el agua se extrae de profundos pozos que están localizados cerca de un vertedero de residuos radiactivos. No hay evidencia de que exposición a niveles naturales presentes al Radio tengan efecto dañino sobre la salud de los humanos. De cualquier manera, exposiciones a altos niveles pueden la fractura de dientes, anemia y cataratas. Cuando la exposición es larga causar cáncer y la exposición puede eventualmente producir la muerte. Estos efectos pueden llevar años para desarrollarse

La Tabla periódica

Conclusiones

La Tabla peri贸dica

CONCLUSIONES

Parecía que sólo era cosa de manualidades, pero en realidad aprendimos mucho. Realizando el trabajo nos dimos cuenta que la elección de los nombres de los elementos habían

tenido

orígenes muy variados,

muchos hacían referencia a sus cualidades y características, pero dicho en latín, así por ejemplo Hidrógeno proviene de ― hidro‖ y ―genes‖ que significa "generador de agua", Aluminio de ―A‖ ―lumen‖ (antifuego), Flúor de ―fluere‖ que significa fluir, también nos dimos cuenta de que de los 44 elementos estudiados sólo 3 fueron descubiertos por mujeres el Polonio y el Radio por Marie Curie y su esposo Pierre,

en 1898 y el Francio por Marguerite Derey en

1939. Otra cosa que comprobamos fue que la información sobre los elementos químicos era muy compleja, había muchos conceptos que no entendíamos y aunque nuestra profesora nos lo explicaba ―un poco por encima‖ éramos conscientes que todavía nos faltan unos cursos para poder entenderlo bien, no obstante algunas cosas las incluimos igualmente, porque pensamos que el trabajo nos podrá servir para estudiarlo en los próximos cursos y que entonces le sacaremos mayor provecho. En

cuanto

nuestro

trabajo

práctico,

que

consistió

elaboración de la Tabla Periódica ―Gigante y en 3D‖ nos resultó un poco más laborioso de lo que pensábamos, comprobamos que una cosa es la teoría y las ideas y otra diferente la práctica. Finalmente pudimos acabarlo y eso nos llenó de satisfacción.

La Tabla periódica

Otra cosa, cuando le preguntamos a nuestra profesora: ¿para que servía estudiar la tabla periódica? Nos contestó: -

EL químico W. C. Fernelius en 1986 dijo: ―la tabla periódica ayuda a disminuir la entropía del conocimiento‖, es decir, os ayudará a encontrar un orden en vuestros pensamientos sobre la materia, a descubrir las razones por las que existen unas sustancias y no otras, a darle sentido a muchas cosas que ahora todavía no entendéis, pero que con su ayuda podréis ir descubriendo.

En definitiva nos quedó claro que la Tabla periódica no era simplemente un poster que se cuelga de las paredes de los laboratorios, sino que tiene mucha ―miga‖. Ahora, después de verla en la Biblioteca, y las felicitaciones que nos dan por lo bonita que ha quedado, estamos muy contentos/as y orgullosos/as de todo el trabajo que hicimos, y también vemos que aprendimos mucho, ya que cada vez que le explicamos a alguien lo que es, y lo que hicimos, nos obliga a entenderla mejor.

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Bibliografía y Páginas web La Tabla periódica

BIBLIOGRAFIA y páginas web 1. D. N. Trifonov. ―El precio de la verdad‖. Editorial Mir. Moscú. 1981 Quizás la página web más completa, tiene todo tipo de información: - Etimología de cada elemento. El significado del término. La persona que lo descubrió y el año. - Datos de cada uno de los elementos, configuración electrónica, valencia, densidad, temperaturas de fusión/ebullición. http://www.acienciasgalilei.com/qui/tablaperiodica0-completa.htm

De esta página obtuvimos la información sobre las familias de los elementos

http://www.uam.es/docencia/elementos/spV21/sinmarcos/elementos/familias.html#cb

De esta página obtuvimos la información que incluimos en las fichas de cada uno de los elementos estudiados

http://www.lenntech.com/espanol/tabla-periodica.htm

http://www.quimicaweb.net/tablaperiodica/paginas/tp.htm

La Tabla periódica

“La tabla periódica ayuda a disminuir la entropía del conocimiento”

Fernelius 1986 La Tabla periódica

La tabla periódica Autores/as : María Eugenia Avello Palacios, Francisco Barriocanal García, Marta Bermejo Pampliega, Teresa Cid Corral, Laura Flores García, Álvaro Fuentes Rodríguez, Enrique Javier Gallo Tejón, Pablo María García-Maribona López-Sela, Cristina González Blanco, Sergio González Gómez, Alejandro Iglesias Calvo, Claudia Isabel Jove Cifras, Raquel Muñiz Gutiérrez, Alberto Olea Sáez, Alfonso Peñarroya Rodríguez, Ana Pérez Parente, Sara Pérez Pérez, Sofía Suárez Álvarez, José Tolivar Pueyo, María de las Nieves Ugarte Roqueñi, Sara Vázquez Hernández, Lucía Vega Rodríguez,

Tutora del trabajo Esther Fernández IES Dr. Fleming C/Dr. Fleming, 7

33005 Oviedo

Marzo 2009 La Tabla periódica

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