UNIVERSIDAD PRIVADA JUAN MEJA BACA Tabla Peridica Moderna

UNIVERSIDAD PRIVADA JUAN MEJÍA BACA Tabla Periódica Moderna Profesor: Ing. Alberto Carrasco Tineo

Ley Periódica • 1913 - Moseley ordenó los elementos en órden creciente de su número atómico • Ley Periódica – Las propiedades, tanto físicas como químicas, de los elementos varían periódicamente al aumentar el número atómico. (Z) 2

• Glenn Theodore Seaborg : Seaborgio ( Z = 106 ). • Es el único científico que ha tenido este honor en vida , distribuyo la tabla periódica de los elementos químicos en bloques s , p , d y f modificó la tabla periódica de Mendeleev, la actual tabla periódica es la tabla periódica de elementos químicos de Seaborg. • Falleció el 25 de Febrero del año 1999 a la edad de 86 años. • TODAS LAS TABLAS PERIÓDICAS EN USO ACTUALMENTE SIGUEN LA DISTRIBUCION DE ELEMENTOS QUIMICOS EN BLOQUE s , p, d y f HECHA POR CARL SEABORG. • 3

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• . Tabla periódica de los elementos, muestra la división entre metales, no-metales y metaloides.

Propiedades periódicas • Tamaño del átomo – Radio atómico – Radio iónico • • Energía de ionización. Afinidad electrónica. Electronegatividad Carácter metálico. 6

Radio atómico • Se define como: “la mitad de la distancia de dos átomos iguales que están enlazados entre sí”.

Aumento en el radio atómico

Radio iónico • Es el radio que tiene un átomo que ha perdido o ganado electrones, adquiriendo la estructura electrónica del gas noble más cercano. • Los cationes son menores que los átomos neutros • Los aniones son mayores que los átomos neutros .

El catión siempre es más pequeño que el átomo del cual se forma. El anión siempre es más grande que el átomo del cual se forma.

La energía de ionización Es la energía mínima (k. J/mol) necesaria para extraer un electrón de un átomo en estado gaseoso, en su estado fundamental y formar un catión”. . I 1 + X (g) X+(g) + e- I 1 primera energía de ionización I 2 + X (g) X 2+(g) + e- I 2 segunda energía de ionización I 3 + X (g) X 3+(g) + e- I 3 tercera energía de ionización I 1 < I 2 < I 3

Esquema de variación de la Energía de ionización (EI). Aumento en la Energía de ionización

Afinidad electrónica Es el cambio de energía que ocurre cuando un átomo, en estado gaseoso, acepta un electrón para formar un anión. Generalmente es exotérmica X (g) + e- X-(g) F (g) + e- X-(g) DH = -328 k. J/mol EA = +328 k. J/mol O (g) + e- O-(g) DH = -141 k. J/mol EA = +141 k. J/mol

VARIACIÓN DE LA AFINIDAD ELECTRÓNICA

Electronegatividad (EN ) y carácter metálico • Son conceptos opuestos (a mayor EN menor carácter metálico y viceversa). • EN mide la tendencia de un átomo a atraer los e– hacía sí. • EN es un compendio entre EI y AE. • Pauling estableció una escala de electronegatividades entre 0, 7 (Fr) y 4 (F).

Aumento de EN en la tabla periódica

Carácter metálico • Es una indicación de la habilidad de los átomos de donar electrones. Se oxidan, mayor fuerza reductora 17

CARÁCTER NO METÁLICO • Facilidad de los átomos de ganar electrones • Se reducen • Poseen mayor fuerza oxidante 18

Aspecto de algunos elementos 19

Elementos del bloque d : Sc, Ti, V, Cr, Mn Fe, Co, Ni, Cu, Zn todos ellos de claro comportamiento metálico 21

• TODOS SON METALES TÍPICOS; POSEEN UN LUSTRE METÁLICO CARACTERÍSTICO Y SON BUENOS CONDUCTORES DEL CALOR Y DE LA ELECTRICIDAD • LAS PROPIEDADES FÍSICAS Y QUÍMICAS DE LOS ELEMENTOS DE TRANSICIÓN CUBREN UNA AMPLIA GAMA Y EXPLICAN LA MULTITUD DE USOS PARA LOS CUÁLES SE APLICAN 3 4 5 6 7 9 11 12 IIIB IVB VB VIIB VIIIB IB IIB Metales de transición

TITANIO Símbolo es: Ti ü Numero atómico: 22 ü Peso atómico: 47. 90 ü Punto de fusión: 1. 660 ºC ü Punto de ebullición: 3. 287 °C ü Densidad relativa: 4, 5 ü Extremadamente frágil en frío ü Maleable y dúctil al rojo vivo

COBALTO ü Símbolo: Co ü Metálico, magnético, color blanco plateado ü Su número atómico: 27 ü Su peso atómico: 58. 93 üPoca solidez y escasa ductilidad a temperatura normal ü Dúctil a altas temperaturas ü Punto de fusión: 1. 495 °C ü Punto de ebullición: 2. 870 °C ü Su densidad: 8, 9 g/cm 3

CROMO üSímbolo: Cr üNúmero Atómico: 24 üPeso Atómico: 52 üPunto de Fusión: 1. 857 °C üPunto de Ebullición: 2. 672 °C üDensidad: 7. 2 g/cm 3 üMetal de transición del grupo VI B de color blanco plateado, duro y quebradizo üMuchas gemas preciosas deben su resplandor a la presencia de cromo

ALUMINIO • Es un metal plateado muy ligero, su masa atómica es 26, 9815; tiene un punto de fusión de 660 ºC, un punto de ebullición de 2. 467 ºC y una densidad relativa de 2, 7. • Es el elemento metálico más abundante en la corteza terrestre. • Es muy electropositivo y extremamente reactivo, al contacto con el aire se cubre rápidamente con una capa dura y transparente de óxido de aluminio que resiste la posterior acción corrosiva. • Por esta razón, los materiales hechos de aluminio no se oxidan.

HIERRO • • • Es un elemento metálico, magnético, maleable, dúctil y de color blanco plateado. Tiene de número atómico 26 y es uno de los elementos de transición del sistema periódico. El hierro puro tiene una dureza que oscila entre 4 y 5. Se magnetiza fácilmente a temperatura ordinaria; es difícil magnetizarlo en caliente, y a unos 790 °C desaparecen las propiedades magnéticas. Tiene un punto de fusión de unos 1535 °C, un punto de ebullición de 2750 °C y una densidad relativa de 7, 86. Su masa atómica es 55, 847.

COBRE ü ü ü ü Símbolo: “Cu” Número atómico: 29 Punto de fusión: 1. 083 °C Punto de ebullición: 2. 567 °C Densidad relativa: 8, 9 g/cm 3 Masa atómica: 63, 846 Es uno de los metales que puede tenerse en estado más puro, es moderadamente duro, es tenaz en extremo y resistente al desgaste

ZINC ü ü ü ü Símbolo: Zn Número atómico: 30 Peso atómico: 65. 37. Metal maleable, dúctil y de color gris. Es uno de los elementos menos comunes. . Se funde a 420ºC (788ºF) Hierve a 907ºC (1665ºF) Su densidad es 7. 13 veces mayor que la del agua.

NÍQUEL ü Es un elemento metálico magnético, de aspecto blanco plateado ü Es uno de los elementos de transición del sistema periódico y su número atómico es 28 ü Su símbolo es “Ni” ü Durante miles de años el níquel se ha utilizado en la acuñación de monedas en aleaciones de níquel y cobre. ü El níquel es un metal duro, maleable y dúctil, que puede presentar un intenso brillo.

1 IA • El nombre de esta familia proviene de la palabra árabe álcalis, que significa cenizas. • Al reaccionar con agua, estos metales forman hidróxidos, que son compuestos que antes se llamaban álcalis. • Son metales blandos, se cortan con facilidad. • Los metales alcalinos son de baja densidad • Estos metales son los más activos químicamente • No se encuentran en estado libre en la naturaleza, sino en forma de compuestos, generalmente sales. Ejemplos: El Na. Cl (cloruro de sodio) es el compuesto mas abundante en el agua del mar. El KNO 3 (nitrato de potasio) es el salitre. Metales alcalinos

2 • Se les llama alcalinotérreos a causa del aspecto térreo de sus óxidos IIA • Sus densidades son bajas, pero son algo mas elevadas que la de los metales alcalinos • Son menos reactivos que los metales alcalinos • No existen en estado natural, por ser demasiado activos y, generalmente, se presentan formando silicatos, carbonatos, cloruros y sulfatos Metales alcalinotérreos

Metales de transición internos Estos elementos se llaman también tierras raras.

ESTUDIO GENERAL DE LOS ELEMENTOS. NO METALES • Propiedades generales (físicas y químicas).

NO METALES

Situación de no metales en tabla periódica § Los no metales son más electronegativos que los metales. § La electronegatividad de los elementos aumenta de izquierda a derecha a lo largo de cualquier periodo y de abajo hacia arriba en cualquier grupo de la tabla periódica. § Con excepción del hidrógeno, los no metales se concentran en la parte superior derecha de la citada tabla.

Propiedades generales Propiedades físicas • Suelen tener poco peso específico, en relación con el que poseen los metales. • No son dúctiles ni maleables. • Carecen de brillo metálico, excepto algunos (p. e. : arsénico). • Son malos conductores del calor y de la electricidad. • Poseen bajo punto de fusión. • A temperatura ambiente, pueden ser sólidos, líquidos ó gases.

Propiedades generales Propiedades químicas • Pueden tener números de oxidación tanto positivos como negativos. • Los compuestos que se forman por la combinación entre metales y no metales tienden a ser iónicos, formando un catión metálico y un anión no metálico. • Tienen la tendencia a adquirir electrones y presentar una electroafinidad notablemente elevada. • Sus óxidos tienen características ácidas. • Forman fácilmente compuestos con el hidrógeno: v Halógenos: F, Cl, Br, I. v. Anfígenos: O, S. v. Nitrogenoideos : N, P, As. v. Carbonoideos: C, Si. • Forman aniones en solución acuosa.

GRUPO DEL CARBONO

Información general de los elementos del grupo Elemento Forma y abundancia Alotropia Isotopos Usos principales Reservas / uso anual C Ca. CO 3, C(s), CH 4, petroleo 480 ppm c. diamante, grafitos, fullerenos 12 (98, 9 %) 13 (1, 1 %, RMN) 14 (tr. , dataciones) Combustibles, medicamentos, polimeros, organicos, pigmentos, medicamentos, marmol, filtros. > 1, 25. 1012 ton 8. 109 ton/a Diamante, 277. 000 ppm c. Amorfo 28 (92, 2%) 29 (4, 7%, RMN) 30 (3, 1 %) Microelectronica, SC, polimeros, vidrios. ilimitadas 3, 5. 106 ton/a 5000 p/electr 6/12, 011 prehistoria 253 ppm mar 337 ppm. V atm Si 14/28, 086 1824 – Berzelius Silicatos, cuarzo 1 ppm mar Ge 32/72, 61 1886 – Winkler Sn 50/118, 71 antiguo Pb 82/207, 2 antiguo Ge. O 2 y sulfuros 1, 8 ppm c. 10 -6 ppm mar diamante 70 (20, 5 %) - 72 (27, 4 %) - 74 (36, 5 %) - Otros Microelectronica (SC), aleaciones, vidrios p/IR No calculadas / 80 ton/a Sn. O 2 2, 2 ppm c. 10 -5 ppm mar gris (diam) blanco 112 – 124 Soldaduras, aleaciones, acabados, etc. 4, 5. 106 ton 165. 000 ton/a Pb. S, Pb. CO 3, etc 14 ppm c. 10 -5 ppm mar fcc 204, 206, 207, 208, Baterias, cables, 8, 5. 107 ton trazas de otros pinturas, vidrios, 4, 1. 106 ton/a naftas, proteccion Grupo del Carbono – 2° cuatrimestre 2008 – Qca, Gral. e Inorgánica II

Alotropia Carbono d = 1, 41 Å d = 1, 54 Å Diamante Grafito Fullerenos Premio Noble 1996, Robert Curl, Harold Kroto y Richard Smalley Grupo del Carbono – 2° cuatrimestre 2008 – Qca, Gral. e Inorgánica II

Estaño y Plomo Grupo del Carbono – 2° cuatrimestre 2008 – Qca, Gral. e Inorgánica II

N P As Sb Bi

A partir del AIRE LÍQUIDO A partir de sus COMPUESTOS NH 4 NO 2 (s) 2 H 2 O (g) + N 2 (g) 2 NH 3 + 3 Cu. O 3 H 2 O + N 2 + 3 Cu 0

Nitrógeno LÍQUIDO

Obtención de NH 3 Proceso Haber N 2 + 3 H 2 2 NH 3 + 21. 880 calorías.

• Fertilizantes • Fabricación de HNO 3 NH 3 líquido: -Buen disolvente -Procesos a bajas temperaturas

• Nitroglicerina vasodilatador Nitroglicerina y TNT

N 2 H 4

• DESTILACIÓN de orina DESTILACIÓN • REDUCCIÓN del fosfato con carbón de coque, en REDUCCIÓN presencia de sílice (Si. O 2): 2 Ca 3(PO 4)2(s) + 6 Si. O 2 + 10 C(s) P 4(s) + 6 Ca. Si. O 3(s) + 10 CO(g)

• El FÓSFORO BLANCO ESTALLA en flamas de manera ESTALLA espontánea cuando se expone al aire P 4(s) + 5 O 2(g) P 4 O 10(s)

• El fósforo BLANCO SUSTITUCIÓN por trisulfuro de tetrafósforo, P 4 S 3 SUSTITUCIÓN TÓXICO PORTADOR de luz PORTADOR

• ALEADO con níquel forma el Ni. P ALEADO

1. Definición de ALOTROPÍA 2. Fósforo BLANCO 3. Fósforo ROJO 4. Fósforo NEGRO

• ALOTROPÍA: propiedad de algunos elementos químicos de presentarse, en un mismo estado físico, en dos o más formas cristalinas o moleculares • En el caso del fósforo presenta 2 alótropos: BLANCO y BLANCO ROJO (con una variedad: el fósforo ROJO negro) • Cada uno tiene propiedades distintas: (aspecto, la reactividad…. ) • En el fósforo tienen en común los enlaces P- P

• Descubierto por H. Brandt. Sustancia formada por 4 átomos de fósforo con estructura tetraédrica átomos • Sólido molecular con puntos de ebullición y fusión molecular bajos, bajos elevada presión de vapor y un aspecto que se elevada asemeja al de la cera. • Blando y soluble en disolventes no polares o poco polares y, por tanto, insoluble en agua. insoluble • Muy tóxico. Provoca necrosis de la mandíbula y una tóxico necrosis muerte lenta. Se debe prevenir el contacto con la piel. muerte

• • Sólido metaestable Cuando se expone a radiación UV evoluciona al rojo Variedad más reactiva debido a las tensiones esféricas de la molécula por sus enlaces de 60º Arde en contacto con el aire a 35º C, y en atmósfera húmeda a menos de 35º C. El óxido se forma en un estado electrónicamente excitado y cuando los electrones decaen a su estado fundamental, se emite luz (fosforescencia) Se obtiene por reducción de fosfato cálcico con carbón que requiere una alta temperatura a pesar de ser exotérmica

• Obtención: Si calentamos(270 -300º C) en ausencia de aire el fósforo blanco obtenemos el fósforo rojo: blanco rojo mucho mayor sustancia amorfa, más dura, más densa y con un punto de ebullición • Es menos tóxico y reactivo que el blanco, pudiendo ser blanco almacenado en presencia de aire. • Forma redes tridimensionales con cada átomo de P en un entorno piramidal y por ello es insoluble. Mayor densidad que el blanco • Reactividad: es + estable termodinámicamente que el blanco, y, por tanto, menos activo. NO hay peligro de blanco NO combustión al aire en condiciones normales, ya que empieza a arder en presencia de aire a una temperatura de 400º C

• Se forma cuando es calentado bajo presión(1. 2 GPa) menos densa y aún menos reactiva, con forma tridimensional Forma alotrópica + estable de las tres, con propiedades de semiconductor y que recuerda al grafito estructuralmente » Estructura romboédrica y romboédrica ortorrómbica

POSIBLE ENCONTRARLOS LIBRES EN FORMA DE SULFURO EN MUCHOS MINERALES SULFURO AAAA ARSENOPIRITA (Fe. As. S) POR REDUCCIÓN DEL SULFURO, REDUCCIÓN (ESTIBNITA Sb 2 S 3) AMBOS SE VOLATILIZAN EN EL PROCESO DE FUSIÓN DE MINERALES DE Cu, Pb, Co Y Au Y SON ARRASTRADOS POR LOS GASES DE LA CHIMENEA, PUDIÉNDOSE OBTENER DE AQUÍ TRAS UNA PURIFICACIÓN

FABRICACIÓN VIDRIO ALEACIONES DE Pb GASES VENENOSOS MILITARES TRATAMIENTO SÍFILIS F. ARTIFICIALES PINTURAS COMPUESTOS DE As COMO SEMICONDUCTORES EN DIODOS EMISORES DE LUZ

EN ALEACIONES DE PLOMO CRECIENTE IMPORTANCIA EN LA INDUSTRIA DE SEMICONDUCTORES: SEMICONDUCTORES DIODOS, DETECTORES DE INFRARROJOS… BATERÍAS ÁCIDAS DE PLOMO (5% Sb)

BISMUTITA (Bi 2 S 3) COMO SUBPRODUCTO DEL REFINADO DE Pb, Cu Y Sn EN ALEACIONES DE BAJO PUNTO DE FUSIÓN EN LA INDUSTRIA ELECTRONICA LOS COMPUESTOS SE USAN EN COSMÉTICOS, BARNICES, PINTURAS Y MEDICAMENTOS

Grupo 6 La familia del oxígeno 1. Introducción al grupo de los anfígenos 2. Oxígeno 3. Azufre 4. Selenio 5. Teluro 6. Polonio

OXÍGENO • Propiedades del elemento • Características • Oxígeno diatómico: aplicaciones • Destilación fraccionada del aire • Ozono: aplicaciones • Capa de ozono: -Papel medioambiental -En la actualidad

Propiedades del elemento • Pequeño tamaño • Electronegatividad alta • Incapacidad para formar octetos expandidos en las estructuras de Lewis • Forma óxidos con los metales • No suele ser átomo central de una estructura y nunca puede tener más de cuatro átomos enlazados a él (2 H 2 O ; 3 H 3 O+) • Paramagnético (el O 2 diamagnético está a 92 k. J/mol por encima) • A T ambiente es un gas incoloro, inodoro e insípido.

Características • Gas a temperatura ambiente • Abundancia: 21% de la atmósfera terrestre y 45, 5% en la corteza terrestre y 90% en los mares oceánicos • Química orgánica: uno de los elementos mas importantes • Dos formas alotrópicas: O 2 y O 3 • Isótopos: 3 estables(O¹⁶, O¹⁷, O¹⁸) y 10 radiactivos

Aplicaciones -Obtención de hierro y acero -Obtención y fabricación de otros metales -Obtención de productos químicos y otros procesos de oxidación -Tratamiento del agua -Oxidante de combustible de cohetes -Aplicaciones medicinales -Refino de petróleo

O 3: OZONO • Poder oxidante más alto que el del O 2 • Abundancia: -Pequeña en altitudes bajas; aumenta en situaciones de contaminación • Perjudiciales para la salud en niveles superiores a 0, 12 pm • Obtención: -Reacción muy endotérmica a partir de O 2 y sólo en la parte inferior de la atmósfera • Aplicación: -Sustituto del Cl en la potabilización del agua. Inestable y desaparece del agua al ser tratada

APLICACIONES • Uso industrial como precursor en la síntesis de algunos compuestos orgánicos • desinfectante (depuradoras). • eliminación absoluta de bacterias, virus, hongos, parásitos y olores presentes en el aire. • En Medicina, el ozono ha sido propuesto como viricida y bactericida: ozonoterapia

AZUFRE Características y propiedades Alotropía del azufre Abundancia y localización

CARACTERÍSTICAS y PROPIEDADES • • • Comportamiento no metálico Color amarillo, frágil y blando Insoluble en agua Estados de oxidación: Desde -2 a +6, incluyendo estados mixtos. Estructura cristalina ortorrómbica Es el elemento con más formas alotrópicas

Formas macroscópicas del azufre Azufre rómbico Azufre monoclínico Azufre plástico fundido

Se localiza cerca de zonas volcánicas, aguas termales y en menas de cinabrio (Hg. S) y galena (Pb. S), entre otros minerales También encontramos azufre en combustibles fósiles (carbón y petróleo), en pequeñas cantidades

PRINCIPALES COMPUESTOS DEL AZUFRE Sulfuro de hidrógeno (H 2 S) Gas incoloro e inflamable Posee un olor fétido Es altamente tóxico

Óxidos del azufre Dióxido de azufre (SO 2) Gas incoloro de olor asfixiante Sustancia reductora Se forma a partir de la combustión de azufre elemental o sulfuros Intermediario en la obtención del ácido sulfúrico (H 2 SO 4)

Trióxido de azufre (SO 3) Sólido incoloro de textura fibrosa en condiciones normales de presión y temperatura Gas altamente contaminante, en condiciones estándar Se forma a partir de la oxidación del SO 2, en presencia de un catalizador Precursor del ácido sulfúrico (H 2 SO 4)

Ácido sulfúrico (H 2 SO 4) Líquido incoloro y viscoso Compuesto químico muy corrosivo Gran importancia para la industria química Ácido fuerte que más se produce a nivel mundial Síntesis del H 2 SO 4 Proceso de cámaras de plomo Procesos de contacto SO 2 + NO 2 --> NO + SO 3 2 SO 2(g) + O 2(g) ↔ 2 SO 3(g) SO 3 + H 2 O --> H 2 SO 4 (ácido de Glover) SO 3(l) + H 2 O(l) → H 2 SO 4(l)

UTILIDADES Y APLICACIONES • Vulcanización del caucho • Pólvora • Síntesis de ácido sulfúrico • Fertilizantes y antiparásitos • Elaboración de baterías • Blanqueante, refrigerante y desinfectante • Manufactura de productos químicos, textiles, jabones, pieles, plásticos, etc.

SELENIO • • • Propiedades del elemento Características Abundancia Empleo del selenio Reacciones Efectos sobre la salud

… Abundancia … • Distribuido en la corteza terrestre, se estima aproximadamente en 7 x 10 -5% por peso • En forma de: - seleniuros de elementos pesados, - como elemento libre en asociación con azufre elemental.

… Empleo … • El proceso de fotocopiado xerográfico, • La decoloración de vidrios teñidos por compuestos de hierro, • También se usa como pigmento en plásticos, pinturas, barnices, vidrio, cerámica y tintas.

… EFECTOS DEL Se … • Pelo quebradizo y Uñas deformadas • Sarpullidos, calor, hinchamiento de la piel y dolores agudos. • En los ojos se experimentan quemaduras, irritación y lagrimeo. • El envenenamiento por selenio puede volverse tan agudo en algunos casos que puede incluso causar la muerte.

TELURIO

CARÁCTERÍSTICAS GENERALES NOMBRE SIMBOLO NUMERO TELURIO Te 52 SERIE QUIMICA METALOIDES GRUPO PERIODO BLOQUE 16 5 P DENSIDAD DUREZA MOHS APARIENCIA 6240 kg/m³ 2, 25 GRIS PLATEADO

INFORMACION DEL MATERIAL • ES UN ELEMENTO SEMIMETALICO • TIENE PROPIEDADES A LA VEZ METALICAS Y NO METALICAS • SU ABUNDANCIA EN LA CORTEZA TERRESTRE ES DE 0, 005 ppm • EXISTE UNA SOLA FORMA DE TELURIO (NO TIENE FORMAS ALOTROPICAS) • EL TELURIO ARDE AL AIRE Y EN EL OXIGENO • NO LE AFECTA EL H O NI EL HCL • ES SOLUBLE EN HNO 2 3

UTILIDADES DEL TELURIO • TIENE PROPIEDADES SEMICONDUCTORAS DE TIPO –P, CON LO QUE SE USA EN LA INDUSTRIA ELECTRONICA • USADO PARA EL REFINADO DEL ZINC • OTRAS PROPIEDADES METALURGICAS: ·SU USO COMO ELEMENTO DE ALEACION CON COBRE O ACERO INOXIDABLE OBTENCIÓN DE ALEACIONES CON BUENA MAQUINABILIDAD

PRECAUCIONES • SE DEBE EVITAR TODO CONTACTO CON EL METAL PURO O SUS COMPONENTES , YA QUE SON TOXICOS • LA INHALACION DE LOS VAPORES PUEDEN PRODUCIR OLORES CORPORALES DESAGRADABLES

POLONIO • • Características Propiedades atómicas Historia Abundancia y estado natural Aplicaciones y utilidades Obtención del polonio Efectos sobre la salud

POLONIO 1) Características: -Elemento de la tabla periódica cuyo símbolo es Po. -Raro metaloide radiactivo, químicamente similar al bismuto y al teluro, aunque con mayor carácter metálico. -Metal volátil, reducible al 50% tras 45 horas al aire a una temperatura de 328 K, extremadamente tóxico. -Es un metal blando, gris plateado y peligroso por su radiactividad con una vida media de 103 años.

2)Propiedades atómicas -Su número atómico es 84. -Pertenece al grupo 16 y al período 6. -Posee una configuración electrónica: [Xe]4 f 14 5 d 10 6 s 2 6 p 4; con 6 electrones en la capa de valencia. -Tiene una masa atómica de 209 u. -Posee estados de oxidación de 2, +4, +6. -Tiene una densidad de 9. 196 kg/m 3.

4)Abundancia y estado natural -Se encuentra en minerales de uranio a razón de 100 microgramos por tonelada y en el humo del tabaco como un contaminante. -Todos los isótopos del polonio son radiactivos y de vida media corta, excepto los tres emisores alfa, producidos artificialmente, 208 Po (2. 9 años) y 209 Po (100 años), y el natural, 210 Po (138. 4 días). -Hay 27 isótopos de polonio, con un número de masa atómica desde el 192 hasta el 218. El polonio 210 es el único que está disponible en la naturaleza.

5)Aplicaciones y utilidades -El Polonio 210 se usa en la investigación nuclear con el berilio que emiten neutrones cuando son bombardeados con partículas alfa. -Se usa en dispositivos que ionizan el aire para eliminar acumulación de cargas electrostáticas en algunos procesos de. fotografía e impresión. -El Polonio-210 libera gran cantidad de energía alcanzando un gramo de éste 130 vatiosde energía calorífica. -Se utiliza como fuente de calor para dar energía a las células termoeléctricas de las sondas lunares y satélites artificiales

6)Efectos del Polonio sobre la salud • El polonio 210 es el único componente del humo de los cigarros. • Los pulmones de un fumador crónico acaban teniendo un revestimiento radioactivo, el radón se desintegra, sus productos cargados eléctricamente se unen a partículas de polvo. Esto deja un depósito de polonio radioactivo y plomo en las hojas. • 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. • Puede encontrarse en la sangre y orina de los fumadores. • Provoca daños genéticos y muerte temprana por enfermedades: cáncer de hígado y de vesícula, úlcera estomacal. Leucemia, cirrosis del hígado y enfermedades cardiovasculares.

Los Halógenos Ø 3. 1 Elementos que pertenecen a este grupo. Ø 3. 2 Propiedades. Ø 3. 3 Obtención y aplicaciones de los halógenos. Ø 3. 4 Reactividad.

Elementos que pertenecen a este grupo • • • Halógenos: en griego, “formadores de sales”. Los Halógenos se encuentran situados en el grupo 17 de la tabla periódica. Los elementos incluidos dentro de este grupo son: flúor (F), cloro (Cl), bromo (Br), yodo (I) y astato (At). HALÓGENOS

Propiedades • Existen como moléculas diatómicas que contienen enlaces covalentes sencillos: X 2 (X = símbolo genérico de un halógeno). • Son moléculas diatómicas no polares por lo que presentan puntos de fusión y ebullición relativamente bajos. Estos aumentan desde el flúor hasta el yodo, F I. • La reactividad química aumenta en sentido opuesto, siendo el más reactivo el flúor y el menos reactivo el yodo, I F. • La electronegatividad es alta en todos ellos y aumenta desde el yodo al flúor, I F. • Todos tienen 7 electrones en su capa más externa (7 electrones de valencia). El estado de oxidación que muestran en la mayoría de sus compuestos es -1 y, excepto para el flúor, también suelen presentar +1, +3, +5 y +7. •

Obtención y aplicaciones • Flúor (F). Existe en grandes cantidades en el mineral fluoroespato o fluorita, Ca. F 2 y es de este mineral de donde se obtiene principalmente. • Se usa como agente fluorante, en refrigerantes, insecticidas, lubricantes, en plásticos (como el teflón). • Presenta el siguiente aspecto: gas amarillo pálido

Obtención y aplicaciones • Cloro (Cl). Existe en abundancia en Na. Cl, KCl, Mg. Cl 2 y Ca. Cl 2 en el agua salada y en lechos salinos. • Se prepara comercialmente por electrolisis de Na. Cl, presente en el agua del mar. • Presenta el siguiente aspecto: gas amarillo verdoso

Obtención y aplicaciones • Bromo (Br). Existe principalmente como Na. Br, KBr, Mg. Br 2 y Ca. Br 2 en el agua del mar, salmueras subterráneas y lechos salinos. • Se usa en la producción de bromuro de plata, Ag. Br, para lentes sensibles a la luz y películas fotográficas. • Presenta el siguiente aspecto: líquido rojo oscuro

Obtención y aplicaciones • Yodo (I). Puede obtenerse de algas o mariscos desecados o de las impurezas de Na. IO 3 (Salitre). • Está contenido en la hormona reguladora del crecimiento tiroxina y la sal de mesa “yodurada” contiene un 0, 02 % de KI. • También se usa como antiséptico y germicida en forma de tintura de yodo, una disolución en alcohol. • Presenta el siguiente aspecto: sólido cristalino negro-violeta

Obtención y aplicaciones • Astato (At). Es el halógeno más pesado. Es un elemento producido artificialmente del que sólo se conocen isótopos radiactivos de vida corta. • Es muy poco usado, aplicaciones no considerables. • Posee apariencia metálica.

GASES NOBLES Ø 2. 1 Propiedades. Ø 2. 2 Usos. Ø 2. 3 Compuestos. Rn

Propiedades • Capa cerrada • Muy poco reactivos • Atracciones entre átomos débiles • Monoatómicos • Incoloros, inodoros e insípidos • Puntos de fusión y ebullición muy bajos • Existencia: atmósfera estrellas, materiales radiactivos, fuentes de gas natural

Usos • Mantener ambientes seguros y constantes

Usos He Ne Ar Kr Xe Rn Llenado de globos de observación y otros Rótulos de neón Llenado de lámparas de incandes cencia Luces de pista y de aproxima ción en aeropuertos Mezcla de Xe y Kr en tubos de flash fotográfico Radioterapia de tejidos cancerosos Mezclas He/O 2 para respirar a gran profundidad Mantener temperaturas muy bajas en Investigación (criogenia) Atmósfera inerte para soldadura, análisis químico instrumen tal (Plasma ICP)

Compuestos • Xe, Kr, Ar, Ne • Condiciones – Gas noble fácilmente ionizable – Átomos muy electronegativos (F, O) • Características Xe. F 4 – Agentes oxidantes potentes – L. Pauling, N. Bartlett Xe. O 4 Xe. F 2