Estructura Atómica En el siglo V antes de Cristo, el filósofo griego Demócrito postuló, sin evidencia científica, que el Universo estaba compuesto por partículas muy pequeñas e indivisibles, que llamó "átomos".
Átomo, la unidad más pequeña posible de un elemento químico. En la filosofía de la antigua Grecia, la palabra “átomo” se empleaba para referirse a la parte de materia más pequeño que podía concebirse. Esa “partícula fundamental”, por emplear el término moderno para ese concepto, se consideraba indestructible. De hecho, átomo significa en griego “no divisible”. El conocimiento del tamaño y la naturaleza del átomo avanzó muy lentamente a lo largo de los siglos ya que la gente se limitaba a especular sobre él. Sin embargo, los avances científicos de este siglo han demostrado que la estructura atómica integra a partículas más pequeñas. Así una definición de átomo sería: El átomo es la parte más pequeña en la que se puede obtener materia de forma estable, ya que las partículas subatómicas que lo componen no pueden existir aisladamente salvo en condiciones muy especiales. El átomo está formado por un núcleo, compuesto a su vez por protones y neutrones, y por una corteza que lo rodea en la cual se encuentran los electrones, en igual número que los protones. Protón, descubierto por Ernest Rutherford a principios del siglo XX, el protón es una partícula elemental que constituye parte del núcleo de cualquier átomo. El número de protones en el núcleo atómico, denominado número atómico, es el que determina las propiedades químicas del átomo en cuestión. Los protones poseen carga eléctrica positiva y una masa 1.836 veces mayor de la de los electrones. Neutrón, partícula elemental que constituye parte del núcleo de los átomos. Fueron descubiertos en 1930 por dos físicos alemanes, Walter Bothe y Herbert Becker. La masa del neutrón es ligeramente superior a la del protón, pero el número de neutrones en el núcleo no determina las propiedades químicas del átomo, aunque sí su estabilidad frente a posibles procesos nucleares (fisión, fusión o emisión de radiactividad). Los neutrones carecen de carga eléctrica, y son inestables cuando se hallan fuera del núcleo, desintegrándose para dar un protón, un electrón y un antineutrino.
Electrón, partícula elemental que constituye parte de cualquier átomo, descubierta en 1897 por J. J. Thomson. Los electrones de un átomo giran en torno a su núcleo, formando la denominada corteza electrónica. La masa del electrón es 1836 veces menor que la del protón y tiene carga opuesta, es decir, negativa. En condiciones normales un átomo tiene el mismo número de protones que electrones, lo que convierte a los átomos en entidades eléctricamente neutras. Si un átomo capta o pierde electrones, se convierte en un ion. Los científicos y el átomo Ernest Rutherford, científico nacido en Nueva Zelandia, demostró en 1911 la existencia del núcleo atómico, complementando el conocimiento del electrón, descubierto en 1897 por J.J. Thompson. Desde entonces, múltiples experiencias han demostrado que el núcleo está compuesto por partículas más pequeñas, los protones y neutrones. Y en 1963, Murray Gell-Mann postuló que protones y neutrones están compuestos por partículas aún más pequeñas, a las que llamó "quarks". La experiencia de Rutherford fue crucial en la determinación de la estructura atómica. Los párrafos que siguen son un extracto de su propia comunicación (1911): "Es un hecho bien conocido que las partículas alfa y beta sufren desviaciones de sus trayectorias rectilíneas a causa de las interacciones con los átomos de la materia. Parece indudable que estas partículas de movimiento veloz pasan en su recorrido a través de los átomos, y las desviaciones observadas son debidas al campo eléctrico dentro del sistema atómico. Las observaciones de Geiger y Mardsen sobre la dispersión de partículas alfa, indican que algunas de estas partículas deben de experimentar en un solo encuentro desviaciones superiores a un ángulo recto. Un cálculo simple demuestra que el átomo debe de ser asiento de un intenso campo eléctrico para que se produzca una gran desviación en una colisión simple..."
En aquella época Thomson había elaborado un modelo de átomo consistente en un cierto número N de corpúsculos cargados negativamente, acompañados de una cantidad igual de electricidad positiva distribuida uniformemente en toda una esfera. Rutherford pone a prueba este modelo y sugiere el actual modelo de átomo. "La teoría de Thomson está basada en la hipótesis de que la dispersión debida a un simple choque atómico es pequeña y que la estructura supuesta para el átomo no admite una desviación muy grande de una partícula alfa que incida sobre el mismo, a menos que se suponga que el diámetro de la esfera de electricidad positiva es pequeño en comparación con el diámetro de influencia del átomo. Puesto que las partículas alfa y beta atraviesan el átomo, un estudio riguroso de la naturaleza de la desviación debe proporcionar cierta luz sobre la constitución del átomo, capaz de producir los efectos observados. En efecto, la dispersión de partículas cargadas de alta velocidad por los átomos de la materia constituyen uno de los métodos más prometedores de ataque del problema.." En la simulación de la experiencia de Rutherford, consideramos una muestra de un determinado material a elegir entre varios y la situamos en el centro de un conjunto de detectores dispuestos a su alrededor. El blanco es bombardeado por partículas alfa de cierta energía producidas por un material radioactivo. Se observa que muy pocas partículas son desviadas un ángulo apreciable, y se producen muy raramente sucesos en los que la partícula alfa retrocede. Un poco de historia Cinco siglos antes de Cristo, los filósofos griegos se preguntaban si la materia podía ser dividida indefinidamente o si llegaría a un punto que tales partículas fueran indivisibles. Es así, como Demócrito formula la teoría de que la materia se compone de partículas indivisibles, a las que llamó átomos (del griego atomos, indivisible). En 1803 el químico inglés John Dalton propone una nueva teoría sobre la constitución de la materia. Según Dalton toda la materia se podía dividir en dos grandes grupos: los elementos y los compuestos. Los elementos estarían constituidos por unidades fundamentales, que en honor a Demócrito, Dalton denominó átomos. Los compuestos se constituirían de moléculas, cuya estructura viene dada por la unión de átomos en proporciones definidas y constantes. La teoría de Dalton seguía considerando el hecho de que los átomos eran partículas indivisibles. Hacia finales del siglo XIX, se descubrió que los átomos no son indivisibles, pues se componen de varios tipos de partículas elementales. La primera en ser descubierta fue el electrón en el año 1897 por el investigador Sir Joseph Thomson, quién recibió el Premio Nobel de Física en 1906. Posteriormente, Hantaro Nagaoka (1865-1950) durante sus trabajos realizados en Tokio, propone su teoría según la cual los electrones girarían en órbitas alrededor de un cuerpo central cargado positivamente, al igual que los planetas alrededor del Sol. Hoy día sabemos que la carga positiva del átomo se concentra en un denso núcleo muy pequeño, en cuyo alrededor giran los electrones. El núcleo del átomo se descubre gracias a los trabajos realizados en la Universidad de Manchester, bajo la dirección de Ernest Rutherford entre los años 1909 a 1911. El experimento utilizado consistía en dirigir un haz de partículas de cierta energía contra una plancha metálica delgada, de las probabilidades que tal barrera desviara la trayectoria de las partículas , se dedujo la distribución de la carga eléctrica al interior de los átomos. Constitución del átomo y modelos atómicos La descripción básica de la constitución atómica, reconoce la existencia de partículas con carga eléctrica negativa, llamados electrones, los cuales giran en diversas órbitas (niveles de energía) alrededor de un núcleo central con carga eléctrica positiva. El átomo en su conjunto y sin la presencia de perturbaciones externas es eléctricamente neutro. El núcleo lo componen los protones con carga eléctrica positiva, y los neutrones que no poseen carga eléctrica. El tamaño de los núcleos atómicos para los diversos elementos están comprendidos entre una cienmilésima y una diezmilésima del tamaño del átomo. La cantidad de protones y de electrones presentes en cada átomo es la misma. Esta cantidad recibe el nombre de número atómico, y se designa por la letra "Z". A la cantidad total de protones más neutrones presentes en un núcleo atómico se le llama número másico y se designa por la letra "A".
Si designamos por "X" a un elemento químico cualquiera, su número atómico y másico se representa por la siguiente simbología: Z
XA
Por ejemplo, para el Hidrógeno tenemos: 1H1. Si bien hoy en día todas las características anteriores de la constitución atómica son bastante conocidas y aceptadas, a través de la historia han surgido diversos modelos que han intentado dar respuesta sobre la estructura del átomo. Algunos de tales modelos son los siguientes: a) El Modelo de Thomson. Thomson sugiere un modelo atómico que tomaba en cuenta la existencia del electrón, descubierto por él en 1897. Su modelo era estático, pues suponía que los electrones estaban en reposo dentro del átomo y que el conjunto era eléctricamente neutro. Con este modelo se podían explicar una gran cantidad de fenómenos atómicos conocidos hasta la fecha. Posteriormente, el descubrimiento de nuevas partículas y los experimentos llevado a cabo por Rutherford demostraron la inexactitud de tales ideas. b) El Modelo de Rutherford. Basado en los resultados de su trabajo que demostró la existencia del núcleo atómico, Rutherford sostiene que casi la totalidad de la masa del átomo se concentra en un núcleo central muy diminuto de carga eléctrica positiva. Los electrones giran alrededor del núcleo describiendo órbitas circulares. Estos poseen una masa muy ínfima y tienen carga eléctrica negativa. La carga eléctrica del núcleo y de los electrones se neutralizan entre sí, provocando que el átomo sea eléctricamente neutro. El modelo de Rutherford tuvo que ser abandonado, pues el movimiento de los electrones suponía una pérdida continua de energía, por lo tanto, el electrón terminaría describiendo órbitas en espiral, precipitándose finalmente hacia el núcleo. Sin embargo, este modelo sirvió de base para el modelo propuesto por su discípulo Neils Bohr, marcando el inicio del estudio del núcleo atómico, por lo que a Rutherford se le conoce como el padre de la era nuclear. c) El Modelo de Bohr. El físico danés Niels Bohr ( Premio Nobel de Física 1922), postula que los electrones giran a grandes velocidades alrededor del núcleo atómico. Los electrones se disponen en diversas órbitas circulares, las cuales determinan diferentes niveles de energía. El electrón puede acceder a un nivel de energía superior, para lo cual necesita "absorber" energía. Para volver a su nivel de energía original es necesario que el electrón emita la energía absorbida (por ejemplo en forma de radiación). Este modelo, si bien se ha perfeccionado con el tiempo, ha servido de base a la moderna física nuclear. d) Modelo Mecano - Cuántico. Se inicia con los estudios del físico francés Luis De Broglie, quién recibió el Premio Nobel de Física en 1929. Según De Broglie, una partícula con cierta cantidad de movimiento se comporta como una onda. En tal sentido, el electrón tiene un comportamiento dual de onda y corpúsculo, pues tiene masa y se mueve a velocidades elevadas. Al comportarse el electrón como una onda, es difícil conocer en forma simultánea su posición exacta y su velocidad, por lo tanto, sólo existe la probabilidad de encontrar un electrón en cierto momento y en una región dada en el átomo, denominando a tales regiones como niveles de energía. La idea principal del postulado se conoce con el nombre de Principio de Incertidumbre de Heisenberg. Ver: PSU: Química; Pregunta 06_2006 Radiactividad a) Radiactividad Natural. En Febrero de 1896, el físico francés Henri Becquerel investigando con cuerpos fluorescentes (entre ellos el Sulfato de Uranio y el Potasio), halló una nueva propiedad de la materia a la que posteriormente Marie Curie llamó "Radiactividad". Se descubre que ciertos elementos tenían la propiedad de emitir radiaciones semejantes a los rayos X en forma espontánea. Tal radiación era penetrante y provenía del cristal de Uranio sobre el cual se investigaba. Marie y Pierre Curie al proseguir los estudios encontraron fuentes de radiación natural bastante más poderosas que el Uranio original, entre estos el Polonio y el Radio. La radiactividad del elemento no dependía de la naturaleza física o química de los átomos que lo componen, sino que era una propiedad radicada en el interior mismo del átomo. Hoy en día se conocen más de 40 elementos radiactivos naturales, que corresponden a los elementos más pesados. Por arriba del número atómico 83, todos los núcleos naturales son radiactivos.
Henri Becquerel
Marie y Pierre Curie
b) Desintegraciones Alfa, Beta, Gamma. La radiactividad es un fenómeno que se origina exclusivamente en el núcleo de los átomos radiactivos. La causa que los origina probablemente se debe a la variación en la cantidad de partículas que se encuentran en el núcleo. Cuando el núcleo atómico es inestable a causa del gran número de protones que posee (ocurre en los elementos más pesados, es decir con Z = 83 o superior), la estabilidad es alcanzada, con frecuencia, emitiendo una partícula alfa, es decir, un núcleo de Helio (2He4 ) formado por dos protones y dos neutrones. Cuando la relación de neutrones/protones en un núcleo atómico es elevada, el núcleo se estabiliza emitiendo un neutrón, o bien como ocurre con frecuencia, emitiendo una partícula beta, es decir, un electrón. Cuando la relación de neutrones/protones es muy pequeña, debe ocurrir una disminución en el número de protones o aumentar el número de neutrones para lograr la estabilidad del núcleo. Esto ocurre con la emisión de un electrón positivo o positrón, o bien absorbiendo el núcleo un electrón orbital. Los rayos gamma son ondas electromagnéticas de gran energía, muy parecidos a los rayos X, y en ciertas ocasiones se presentan cuando ocurre una desintegración de partículas beta, o bien una emisión de positrones. Por lo tanto, la radiación gamma no posee carga eléctrica y su naturaleza ondulatoria permite describir su energía en relación a su frecuencia de emisión. c) Radiactividad artificial. Al bombardear diversos núcleos atómicos con partículas alfa de gran energía, se pueden transformar en un núcleo diferente, por lo tanto, se transforma en un elemento que no existe en la naturaleza. Los esposos Irene Curie y Frédéric Joliot, experimentando con tales procesos descubren la radiactividad artificial, pues se percatan que al bombardear ciertos núcleos con partículas procedentes de fuentes radiactivas estos se vuelven radiactivos. Si la energía de las partículas es adecuada, entonces puede penetrar en el núcleo generando su inestabilidad y por ende, induciendo su desintegración radiactiva. Desde el descubrimiento de los primeros elementos radiactivos artificiales, el hombre ha logrado en el tiempo obtener una gran cantidad de ellos. Es clave en este proceso la aparición de los llamados aceleradores de partículas y de los reactores nucleares. Estos últimos son fuente importante de neutrones que son utilizados para producir gran variedad de radioisótopos. Radiaciones a) Radiaciones Ionizantes. Son radiaciones con energía necesaria para arrancar electrones de los átomos. Cuando un átomo queda con un exceso de carga eléctrica, ya sea positiva o negativa, se dice que se ha convertido en un ión (positivo o negativo). Son radiaciones ionizantes los rayos X, las radiaciones alfa, beta, gamma y la emisión de neutrones. La radiación cósmica ( proveniente del Sol y del espacio interestelar ) también es un tipo de radiación ionizante, pues está compuesta por radiaciones electromagnéticas y por partículas con gran cantidad de energía. Es así como, los llamados rayos cósmicos blandos, se componen principalmente de rayos gamma, electrones o positrones, y la radiación cósmica primaria ( que llega a las capas más altas de la atmósfera ) se compone fundamentalmente de protones. Cuando la radiación cósmica interactúa con la atmósfera de la Tierra, se forman en ella átomos radiactivos (como el Tritio y el Carbono-14) y se producen partículas alfa, neutrones o protones. Las radiaciones ionizantes pueden provocar reacciones y cambios químicos con el material con el cual interaccionan. Por ejemplo, son capaces de romper los enlaces químicos de las moléculas o generar cambios genéticos en células reproductoras. b) Radiaciones No Ionizantes.
Son aquellas que no son capaces de producir iones al interactuar con los átomos de un material. Las radiaciones no ionizantes se pueden clasificar en dos grandes grupos: los campos electromagnéticos y las radiaciones ópticas. Dentro de los campos electromagnéticos se pueden distinguir aquellos generados por las líneas de corriente eléctrica o por campos eléctricos estáticos. Otros ejemplos son las ondas de radiofrecuencia, utilizadas por las emisoras de radio en sus transmisiones, y las microondas utilizadas en electrodomésticos y en el área de las telecomunicaciones. Entre las radiaciones ópticas se pueden mencionar los rayos láser, los rayos infrarrojos, la luz visible y la radiación ultravioleta. Estas radiaciones pueden provocar calor y ciertos efectos fotoquímicos al actuar sobre el cuerpo humano. Ver Línea de tiempo sobre el átomo y las partículas Ver Tipos de átomos Fuente: Conicyt Ver, además, en Internet: http://www.cchen.cl/?docp=37/0 http://www.monografias.com/trabajos/atomo/atomo.shtml Es propiedad: www.profesorenlinea.cl
Uranio
Símbolo: U Clasificación: Metales de transición Grupo 3 Actínidos Tierras raras Serie de elementos Actínidos
Número Atómico: 92 Masa Atómica: 238,029 Número de protones/electrones: 92 Número de neutrones (Isótopo 238-U): 146 Estructura electrónica: [Rn] 5f3 6d1 7s2 Electrones en los niveles de energía: 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2 Números de oxidación: +3, +4, +5, +6
Electronegatividad: 1,38 Energía de ionización (kJ.mol-1): 584 Afinidad electrónica (kJ.mol-1): Radio atómico (pm): 138 Radio iónico (pm) (carga del ion): 103(+3), 97(+4), 89(+5), 80(+6)
Entalpía de fusión (kJ.mol-1): 15,5 Entalpía de vaporización (kJ.mol-1): 422,6
Punto de Fusión (ºC): 1135 Punto de Ebullición (ºC): 4131 Densidad (kg/m3): 18950; (20 ºC) Volumen atómico (cm3/mol): 12,56 Estructura cristalina: Ortorrómbica Color: Plateado
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Isótopos: Veinticinco isótopos, todos son radiactivos. El uranio natural contiene, en peso, 0,0055% de 234-U (245500 años), 0,7200% de 235-U (7,038x108 años) y 99,2745% de 238-U (4,468x109 años). El porcentaje en peso del 235-U varía de unas fuentes a otras, llegando a ser del 1% en algunas. Estos isótopos reciben otros nombres: 234-U es el "uranio II"; 235U es el "actinouranio" y 238-U es el "uranio I". Otros isótopos de período de semidesintegración grande son: 233-U (159200 años), 236-U (2,342x10-7 años). El de menor período de semidesintegración es 222-U (1 microsegundo).
Descubierto en: 1789 Descubierto por: M.H. Klaproth Fuentes: Minerales: pechblenda (UO2), uraninita (UO2), carnotita ((K,Na,Ca,Cu,Pb)2[(VO4)(UO2)].3H2O). Usos: Combustible de reactores nucleares y armas nucleares. Vidrios de color.
Curiosidades sobre el elemento: Se ha encontrado vidrio de color amarillo, que contiene más de 1% de óxido de uranio y datado en el 79 a.C. cerca de Nápoles (Italia). En 1789, Klaproth reconoció un elemento desconocido hasta entonces en la pechblenda e intentó aislarlo. Parece ser que fue aislado por primera vez en 1841 por E. Peligot, mediante reducción del cloruro anhidro con potasio. Es el elemento natural más pesado existente en la Tierra; los que le siguen son todos artificiales: son los transuránidos. No es un metal raro, es más abundante que mercurio, antimonio, plata, cadmio, molibdeno o arsénico: representa el 2,7x10-4% en peso de la corteza. Se presenta en numerosos minerales: pechblenda, uraninita, carnotita, autunita (Ca[(PO4)(UO2)]2.8H2O), uranofana o uranotilo (CaU2[SiO4(OH)3]2.4H2O) y torbernita (Cu[(PO4)(UO2)]2.8H2O). También se encuentra en fosfatos, lignito, arenas de monacita (CePO4 con Y, Th, La,...), de las que puede obtenerse comercialmente. Al ser un elemento de gran importancia económica las reservas se incrementan al descubriese nuevas fuentes. El uranio se prepara reduciendo haluros con metales alcalinos o alcalinotérreos o por reducción de los óxidos con calcio, aluminio o carbono
a altas temperaturas. También se produce por electrólisis de KUF5 o UF4 disuelto en una mezcla fundida de CaCl2 y NaCl. Uranio de alta pureza puede prepararse por descomposición térmica de haluros o del hidruro (UH3) con un filamento. Es un metal pesado, muy denso, blanco plateado, es un poco más blando que el acero, es dúctil, maleable y ligeramente paramagnético. Externamente se parece al hierro. En el aire se recubre de una capa de óxido. Finamente dividido se inflama, y es atacado por el agua fría. Por encima de 700ºC arde formando U3O8 (mezcla de los óxidos U2O5 y UO3). Los ácidos disuelven el metal, pero los álcalis no lo atacan. A 1000ºC reacciona con el N2 para dar el nitruro marrón (U3N4). A 3000ºC reacciona con el H2 para dar el hidruro negro (UH3), el cual se descompone al calentarlo proporcionando uranio finamente dividido. Presenta tres modificaciones: α -U (ortorrómbica) hasta 688ºC; a esta temperatura cambia a β -U (tetragonal), el cual pasa a γ -U (cúbica centrada en el cuerpo) a 774ºC. El uranio natural (mezcla de 238-U, 235-U y 234-U) es lo suficientemente radiactivo como para velar una placa fotográfica en una hora. Se piensa que la mayor parte del calor interno de la Tierra se debe al uranio y al torio. El 238-U (4,51x109 años) se ha usado para estimar la edad de las rocas ígneas. Es el elemento de mayor masa atómica que existe en la Naturaleza, pues sólo hay trazas de neptunio o plutonio. El origen del uranio no esta claro; sin embargo, se puede presuponer que es el producto de desintegración de elementos de mayor masa atómica, que puede que hayan estado presentes alguna vez en la Tierra o en otros lugares del Universo. Estos elementos que han originado el uranio pueden haberse formado como resultado del "big bang", en una supernova o en algún otro proceso estelar. El 238-U es el elemento cabecera de la serie radiactiva de desintegración natural del uranio-radio; la serie comienza en 238-U y termina en 206-Pb (estable), después de ocho emisiones alfa y seis beta: 238-U --(alfa)--> 234-Th --(beta)--> 234-Pa --(beta)--> 234-U --(alfa)--> 230Th --(alfa)-->226-Ra --(alfa)--> 222-Rn --(alfa)--> 218-Po ---(alfa (más probable) o beta)-->214-Pb o 218-At, respectivamente; el 214-Pb --(beta)--> 214-Bi; el 218-At --(alfa)--> 214-Bi; el 214-Bi --(alfa o beta (más probable))-> 210-Tl o 214-Po, respectivamente; el 210-Tl --(beta)--> 210-Pb; el 214-Po --(alfa)--> 210-Pb: el 210-Pb --(beta)--> 210-Bi --(alfa o beta (más probable))--> 206-Tl o 210-Po, respectivamente; 206-Tl --(beta)--> 206-Pb; 210-Po --(alfa)--> 206-Pb. El 235-U es el elemento cabecera de la serie radiactiva de desintegración natural del uranio-actinio; la serie comienza en 235-U y termina en 207-Pb (estable) después de siete emisiones alfa y cuatro beta: 235-U --(alfa)--> 231-Th --(beta)--> 231-Pa --(alfa)--> 227-Ac --(alfa o beta (más probable))--> 223-Fr o 227-Th, respectivamente; el 223-Fr --(beta)--> 223-Ra y el 227-Th --(alfa)--> 223-Ra; el 223-Ra --(alfa)--> 219-Rn --(alfa)--> 215-Po --(alfa (más probable) o beta)--> 211-Pb o 215-At, respectivamente; el 211-Pb --(beta)--> 211-Bi y el 215-At --(alfa)--> 211-Bi; el 211-Bi --(alfa o beta (más probable))--> 207-Tl o 211-Po, respectivamente; el 207-Tl --
(beta)--> 207-Pb y el 211-Po --(alfa)--> 207-Pb. El uso principal de uranio es como combustible nuclear. El 235-U (fisionable) es el que tiene mayor importancia. Aunque sólo se encuentra en el uranio natural en un 0,71%, se fisiona con neutrones lentos que automantienen la reacción de fisión en cadena, con lo que puede construirse un reactor con uranio natural y moderador apropiado (agua pesada, grafito) para rebajar la energía de los neutrones sin absorberlos. El uranio natural como U3O8 ligeramente enriquecido con 235-U se usa como combustible en los reactores para producir energía eléctrica. En lugar del uranio natural, puede concentrarse el 235-U por difusión gaseosa u otros procesos físicos y usarse directamente como combustible nuclear o como explosivo. El 238-U (no es fisionable) puede convertirse en plutonio fisionable según los siguientes procesos: 238-U(n,γ ) ---> 239-U -(β )--> 239-Np --(β )--> 239-Pu . Este proceso nuclear de conversión puede llevarse a cabo en los reactores generadores donde es posible producir más material fisionable del que se partió. El torio natural puede irradiarse con neutrones para producir el isótopo 233U según el esquema siguiente: 232-Th(n, gamma)--> 233-Th --(beta)--> 233-Pa --(beta)--> 233-U . Mientras que el torio no es fisionable, el 233-U si lo es, y puede usarse como combustible nuclear. Un kilogramo de uranio completamente fisionado equivale a unas 3300 toneladas de carbón. En los países industrializados, la electricidad obtenida por este método no supera el 10% del total. El uranio tiene otras aplicaciones: basándose en la serie natural de desintegración del 238-U a 206-Pb se puede determinar la edad de los minerales que contienen uranio y se ha determinado la edad de la Tierra y del sistema solar. Disminuyendo su cantidad de 235-U a un 0,2% o menos se emplea en la construcción de guías inerciales, giróscopos, contrapesos en aviones, lastre en vehículos de reentrada en la atmósfera, blindaje, cabezas de bombas. Se puede usar como blanco de rayos X para producir rayos X de alta energía. El nitrato se ha usado como toner fotográfico (los cristales de nitrato de uranio presentan triboluminiscencia (luminiscencia provocada por un choque)) y el acetato en química analítica. Las sales de uranio se han usado para la producción de vidrios y esmaltes amarillos, naranjas y negros. El uranio y sus compuestos son muy tóxicos, tanto desde el punto de vista químico como radiológico, aparte de la posibilidad de inflamarse estando finamente dividido y producir quemaduras: La máxima cantidad permitida (por su toxicidad química) de compuestos de uranio solubles (en agua) en el aire es de 0,05 mg/m3 y de 0,25 mg/m3 si son insolubles. La máxima cantidad total permitida de uranio natural en el cuerpo (basado en su radiotoxicidad) para compuestos solubles es de 0,2 microcurios y 0,009 microcurios para los insolubles. Por último, la presencia de uranio en muchos suelos (graníticos sobre todo) preocupa a los
habitantes de los mismos, pues produce radón y sus hijos que se acumulan en las viviendas.
Familias de la Tabla Periódica
Colocados en orden creciente de número atómico, los elementos pueden agruparse, por el parecido de sus propiedades, en 18 familias o grupos (columnas verticales). Desde el punto de vista electrónico, los elementos de una familia poseen la misma configuración electrónica en la última capa, aunque difieren en el número de capas (periodos). Los grupos o familias son 18 y se corresponden con las columnas de la Tabla Periódica. A continuación se muestran las propiedades generales de los grupos representativos (zona de llenado de orbitales s y p) y las de otras agrupaciones de elementos que se pueden hacer teniendo en cuenta la zona de llenado de orbitales d (transición), f (tierras raras), el carácter metálico (metal, no metal, metaloide). Metales
Metales alcalinos
Metales alcalinotérreos
Metales de transición
Metales tierras raras
Otros metales
Metaloides
No metales
Elementos térreos
Elementos representativos
Elementos carbonoides
Elementos nitrogenoides
Elementos calcógenos o anfígenos
Halógenos
Gases nobles
Metales Corresponde a los elementos situados a la izquierda y centro de la Tabla Periódica (Grupos 1 (excepto hidrógeno) al 12, y en los siguientes se sigue una línea quebrada que, aproximadamente, pasa por encima de Aluminio (Grupo 13), Germanio (Grupo 14), Antimonio (Grupo 15) y Polonio (Grupo 16) de forma que al descender aumenta en estos grupos el carácter metálico)(*). Un elemento es metal cuando tiene tendencia a desprenderse de los electrones de su última capa o capa de valencia (formando cationes); tienen pocos electrones en la última capa, bajo potencial de ionización, baja afinidad electrónica, baja electronegatividad, son reductores, forman cationes, los óxidos e hidróxidos son básicos o anfóteros (para un mismo estado de oxidación según se desciende en un grupo aumenta el carácter metálico: aumenta la basicidad de los óxidos); aunque según se desciende en cada grupo, los números de oxidación altos producen óxidos cada vez más ácidos. Son sólidos, salvo excepciones. Se caracterizan por poseer enlace metálico. Por todo ello son buenos conductores del calor, electricidad, son dúctiles, maleables, etc.,. Se utilizan con fines estructurales, fabricación de recipientes, conducción del calor y la electricidad. Muchos de los iones metálicos cumplen funciones biológicas importantes: hierro, calcio, magnesio, sodio, potasio, cobre, manganeso, cinc, cobalto, molibdeno, cromo, estaño, vanadio, níquel,.... •
Grupo 1: Litio, sodio, potasio, rubidio, cesio, francio.
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Grupo 2: Berilio, magnesio, calcio, estroncio, bario, radio.
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Grupo 3: Escandio, itrio, lantano y lantánidos, actinio y actínidos
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Grupo 4: Titanio, circonio, hafnio, rutherfordio.
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Grupo 5: Vanadio, niobio, tántalo, dubnio.
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Grupo 6: Cromo, molibdeno, wolframio, seaborgio.
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Grupo 7: Manganeso, tecnecio, renio, bohrio.
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Grupo 8: Hierro, rutenio, osmio, hassio.
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Grupo 9: Cobalto, rodio, iridio, meitnerio.
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Grupo 10: Níquel, paladio, platino, ununnilio.
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Grupo 11: Cobre, plata, oro, unununio.
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Grupo 12: Cinc, cadmio, mercurio, ununbio.
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Grupo 13: Aluminio, galio, indio, talio, ununtrio.
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Grupo 14: Estaño, plomo, ununquadio.
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Grupo 15: Bismuto, ununpentio.
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Grupo 16: Polonio, ununhexio.
(*) Esta clasificación en metales y no metales es bastante arbitraria y algunos elementos no pertenecen claramente a ninguna de las categorías. (Volver arriba) Volver al principio
Metales alcalinos Los metales alcalinos corresponden al Grupo 1 de la Tabla Periódica (anteriormente grupo I A), son metales muy reactivos, se oxidan con facilidad por lo que no se encuentran libres en la naturaleza. El nombre proviene de sus propiedades básicas (alcalinas). Constituyen el 4,8% de la corteza terrestre, incluyendo capa acuosa y atmósfera. El sodio y el potasio son los más abundantes; el resto es raro. Su configuración electrónica muestra un electrón en su capa de valencia (1 electrón s). Son muy electropositivos: baja energía de ionización. Por tanto, pierden este electrón fácilmente (número de oxidación +1) y se unen mediante enlace iónico con otros elementos. Son: litio, sodio, potasio, rubidio, cesio y francio. En estado sólido forman redes cúbicas. Como el resto de los metales, los metales alcalinos son maleables, dúctiles y buenos conductores del calor y la electricidad. Son blanco-plateados, con puntos de fusión bajos (debido a las fuerzas de enlace débiles que unen sus átomos) que decrecen según se desciende en el grupo y blandos, siendo el litio el más duro. Presentan efecto fotoeléctrico con radiación de baja energía, siendo más fácil de ionizar el cesio. La reactividad aumenta hacia abajo, siendo el cesio y el francio los más reactivos del grupo. El litio se parece bastante más al magnesio en cuanto a reactividad que al resto de los alcalinos, debido a que el ion Li+ es muy pequeño. Los metales alcalinos se recubren rápidamente de una capa de hidróxido en contacto con el aire y reaccionan violentamente en contacto con el agua, liberando hidrógeno que debido al calor desprendido, arde (con rubidio y cesio la reacción es explosiva, ya que al ser más densos que el agua, la reacción la producen en el fondo y el hidrógeno formado arde produciendo una onda de choque que puede romper el recipiente). También reaccionan con el vapor de agua del aire o con la humedad de la piel. Deben guardarse en líquidos apolares anhidros. Son reductores poderosos, sus óxidos son básicos así como sus hidróxidos. Reaccionan directamente con los halógenos, el hidrógeno, el azufre y el fósforo originando los haluros, hidruros, sulfuros y fosfuros correspondientes. Con el amoníaco líquido dan soluciones de color azul en las que hay electrones libres ocupando cavidades formadas por moléculas de amoníaco; estas soluciones se emplean para reducir compuestos orgánicos; parece que en estas soluciones existen especies M-1. Según aumenta la concentración de metal, la solución toma color bronce y empieza a conducir la electricidad. Casi todas las sales son solubles en agua, siendo menos solubles las de litio.
Se emplean como refrigerantes líquidos en centrales nucleares (litio, sodio, potasio) y como conductores de corriente dentro de un revestimiento plástico. Sus compuestos tienen un gran número de aplicaciones. Volver al principio
Metaloides El término metaloide significa "parecido a un metal" y sirve para agrupar elementos que tienen algunas propiedades de metales y no metales. Los metaloides son elementos que se encuentran en la línea que separa metales y no metales(*). Esta línea pasa entre el boro y aluminio y acaba entre el polonio y el astato. El aluminio se considera otro metal. El resto de los elementos vecinos a esta línea tienen características intermedias metalno metal. Los más claros son los cinco que se mencionan a continuación y que se emplean en la fabricación de dispositivos de estado sólido en ordenadores y calculadoras (son semiconductores: pueden conducir la corriente en determinadas condiciones). •
Grupo 14: Silicio, germanio.
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Grupo 15: Arsénico, antimonio.
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Grupo 16: Teluro.
(*) Esta clasificación en metales y no metales es bastante arbitraria y algunos elementos no pertenecen claramente a ninguna de las categorías. (Volver arriba) Volver al principio
No Metales Los no metales son los elementos situados por encima de la línea quebrada de los grupos 13 a 17 de la Tabla Periódica y el hidrógeno (*). Tienen muchos electrones en su capa externa; tiene elevado potencial de ionización, elevada afinidad electrónica, son electronegativos, son oxidantes, forman aniones y los óxidos e hidróxidos son ácidos. Tienen en común ser malos conductores de la electricidad y del calor. Al contrario de los metales, son muy frágiles y no pueden estirarse en hilos ni en láminas. Se encuentran en los tres estados de la materia a temperatura ambiente: son gases (como el oxígeno), líquidos (bromo) y sólidos (como el carbono). No tienen brillo metálico y no reflejan la luz. Suelen presentar enlace covalente. Los números de oxidación suelen ser negativos: ±4, -3, -2, -1; para el hidrógeno ±1. Muchos no metales se encuentran en todos los seres vivos: carbono,
hidrógeno, oxígeno, nitrógeno, fósforo y azufre en cantidades importantes. Otros son oligoelementos: flúor, silicio, arsénico, yodo, cloro,... •
Grupo 1: Hidrógeno
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Grupo 13: Boro
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Grupo 14: Carbono
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Grupo 15: Nitrógeno, fósforo
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Grupo 16: Oxígeno, azufre, selenio.
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Grupo 17: Flúor, cloro, bromo, yodo, astato.
(*) Esta clasificación en metales y no metales es bastante arbitraria y algunos elementos no pertenecen claramente a ninguna de las categorías. (Volver arriba) Volver al principio
Tierras raras o elementos de transición interna Los treinta elementos denominados tierras raras constituyen las series de los lantánidos y actínidos. Uno de los lantánidos (Prometio) y casi todos los actínidos se denominan transuránidos, ya que no existen de forma natural, son sintéticos. Todos estos metales pertenecen al grupo 3 de la Tabla Periódica y a los períodos 6 y 7. Todos tienen 3 electrones en su capa más externa (2 electrones s de la última capa y 1 o ninguno d de la penúltima, pasando, en este último caso, el electrón a orbitales f de la antepenúltima) y completan los orbitales f de la antepenúltima capa: 4f (lantánidos) y 5f (actínidos). Grupo 3: •
Lantánidos: Lantano, cerio, praseodimio, neodimio, prometio, samario, europio, gadolinio, terbio, disprosio, holmio, erbio, tulio, iterbio, lutecio. Son elementos cuya proporción en la corteza terrestre es del orden del 0,02% en peso (el prometio es artificial). Debido a que la mayoría de las propiedades son parecidas y se encuentran en los mismos minerales son difíciles de separar. Son elementos del periodo 6 que llenan orbitales 4f teniendo las capas 5 y 6 incompletas. Como se trata de una capa interna las diferencias de unos a otros son mínimas: su separación sólo se ha logrado con el desarrollo de las técnicas de intercambio iónico, utilizando la propiedad que tienen de formar complejos aniónicos. Los metales se obtienen metalotérmicamente con sodio, calcio, magnesio o lantano en atmósfera inerte a partir de los eluidos o de otros compuestos. La electrólisis de una mezcla fundida de cloruros de lantánidos anhídros conduce a la aleación mischmetal. Son metales de brillo argentífero que se oxidan rápidamente al aire y son bastante reactivos. El estado de oxidación que adoptan todos en sus combinaciones es +3; además, en el caso de samario, europio, tulio e iterbio pueden adoptar +2, y en el caso de cerio, praseodimio,
neodimio, terbio y disprosio +4. Se disuelven en agua y en ácidos con desprendimiento de hidrógeno; reaccionan fácilmente con hidrógeno, (formando fases sólidas negras en las que por cada átomo de lantánido hay 2-3 de hidrógeno), cloro (formando el tricloruro), oxígeno (formando el trióxido) y nitrógeno (formando mononitruro con estructura cristalina tipo cloruro de sodio). La basicidad de los hidróxidos disminuye al aumentar el número atómico. Se utilizan como catalizadores en el craqueo del petróleo, como material luminoso en los televisores en color, lámparas de mercurio, etc. (Volver a grupo 3) •
Actínidos: Actinio, torio, protactinio, uranio, neptunio, plutonio, americio, curio, berkelio, californio, einsteinio, fermio, mendelevio, nobelio, lawrencio. Hasta 1940 sólo se conocían torio, protactinio y uranio que se situaban en los grupos 4, 5 y 6 del Sistema Periódico. Al sintetizarse en 1944 el neptunio y el plutonio se comprendió que eran miembros de un grupo análogo al de los lantánidos. Son elementos del periodo 7 que llenan orbitales 5f teniendo las capas 6 y 7 incompletas, por lo que sus propiedades químicas son muy parecidas entre sí y a las de los lantánidos, salvo que presentan mayor número de estados de oxidación, pues los electrones 5f están más alejados del núcleo. Son raros, excepto torio y uranio. Sólo se encuentran en la naturaleza actinio, torio, protactinio, uranio, neptunio, plutonio y americio en los minerales de uranio como miembros de las series de desintegración. El torio, además, se encuentra junto a los lantánidos en las arenas monacíticas. Son metales blanco plateados, reactivos que se oxidan rápidamente en contacto con el aire. Reaccionan con el agua y los ácidos desprendiendo hidrógeno. También lo hacen fácilmente con el hidrógeno, cloro, oxígeno y nitrógeno presentado diferentes estados de oxidación, aunque +3 es común a todos ellos. La basicidad de los trihidróxidos disminuye al aumentar el número atómico. Todos son radiactivos, aunque los primeros miembros del grupo tienen períodos de semidesintegración bastante grandes. (Volver a grupo 3) Volver al principio
Halógenos Los halógenos son los cinco elementos no metálicos que se encuentran en el Grupo 17 de la Tabla Periódica: flúor, cloro, bromo, iodo, astato y ununseptio. El término "halógeno" significa "formador de sales" y a los compuestos que contienen halógenos con metales se les denomina "sales". No se encuentran libres en la naturaleza, pero si, mayoritariamente, en forma de haluros alcalinos y alcalinotérreos. El astato es muy raro, ya que es producto intermedio de las series de desintegración radiactiva.
Aunque su electronegatividad es elevada, el carácter metálico aumenta según lo hace el número atómico, así, el yodo tiene brillo metálico. Se presentan en moléculas diatómicas cuyos átomos se mantienen unidos por enlace covalente simple y la fortaleza del enlace disminuye al aumentar el número atómico. A temperatura ambiente, los halógenos se encuentran en los tres estados de la materia: •
Sólido- Iodo, Astato
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Líquido- Bromo
•
Gas- Flúor, Cloro
Los halógenos tienen 7 electrones en su capa más externa, lo que les da un número de oxidación de -1 y son enormemente reactivos (oxidantes), disminuyendo la reactividad según aumenta el número atómico. Excepto el flúor, presentan también los estados de oxidación +1, +3, +5, +7. El flúor es el elemento más reactivo y más electronegativo del Sistema Periódico. Reaccionan con el oxígeno, formando óxidos inestables; esta reactividad disminuye al aumentar el número atómico. Excepto el flúor que la oxida, se disuelven en agua y reaccionan parcialmente con ella. Reaccionan con el hidrógeno para formar haluros de hidrógeno, que se disuelven en agua, formando disoluciones ácidas (ácidos hidrácidos); el ácido más fuerte es el HI. Reaccionan con casi todos los metales formando haluros metálicos, casi todos ellos iónicos. En estado elemental se usa solamente el cloro en el tratamiento de aguas. Los compuestos de estos elementos son muy importantes y útiles. Debido a su poder oxidante, todos los halógenos son tóxicos. Algunas combinaciones halogenadas (fluoruros, cloratos y bromatos) son muy venenosos. El flúor, el cloro y el yodo son oligoelementos importantes para los seres vivos. Volver al principio
Metales Alcalinotérreos Son los elementos metálicos del grupo 2 (antiguo IIA) de la Tabla Periódica. El nombre del grupo proviene de la situación entre los metales alcalinos y los elementos térreos y del hecho de que sus "tierras" (nombre antiguo para los óxidos de calcio, estroncio y bario) son básicos (álcalis). Son: berilio, magnesio, calcio, estroncio, bario y radio. Constituyen algo mas del 4% de la corteza terrestre (sobre todo calcio y magnesio), pero son bastante reactivos y no se encuentran libres. El radio es muy raro. Se obtienen por electrólisis de sus haluros fundidos o por reducción de sus óxidos. Son metales ligeros con colores que van desde el gris al blanco, con dureza
variable (el berilio es muy duro y quebradizo y el estroncio es muy maleable). Son más duros que los alcalinos. Su configuración electrónica presenta dos electrones de valencia (2 electrones s). Tienen todos el número de oxidación +2 y son muy reactivos, aumentando la reactividad al descender en el grupo. Se oxidan superficialmente con rapidez. Son buenos reductores. Sus propiedades son intermedias a las de los grupos entre los que se encuentran: sus óxidos son básicos (aumentando la basicidad según aumenta el número atómico) y sus hidróxidos (excepto el de berilio que es anfótero) son bases fuertes como los de los alcalinos, pero otras propiedades son parecidas a las del grupo de los térreos. Al aire húmedo y en agua forman hidróxido (desprendiendo hidrógeno), en algunos casos sólo superficial que impide el posterior ataque o lo hacen más lento (berilio y magnesio). Reaccionan directamente con halógenos, hidrógeno (no berilio o magnesio), oxígeno, carbono, azufre, selenio y teluro, formando, excepto el berilio, compuestos mayoritariamente iónicos. Reducen los iones H+ a hidrógeno, pero ni berilio ni magnesio se disuelven ácido nítrico debido a la formación de una capa de óxido. Todos los compuestos suelen ser menos solubles en agua que los del grupo 1. Se emplean en la tecnología nuclear (berilio) y en aleaciones de baja densidad, elevada solidez y estabilidad frente a la corrosión (berilio, magnesio). El berilio y el bario son venenosos, mientras que el magnesio y el calcio son oligoelementos fundamentales de los seres vivos. Volver al principio
Metales de Transición Los 40 elementos de los grupos 3 al 12 de la parte central de la Tabla Periódica se denominan metales de transición debido a su carácter intermedio o de transición entre los metales de la izquierda (más electropositivos, alcalinos y alcalinotérreos) y los elementos de la derecha (más electronegativos, formadores de ácidos). Llenan orbitales d de la penúltima capa; estos electrones d son los responsables principales de sus propiedades: Como el resto de los metales, son dúctiles y maleables, conductores del calor y de la electricidad. Son más duros, más quebradizos y tienen mayores puntos de fusión y ebullición y mayor calor de vaporización que los metales que no son de este grupo. Sus iones y compuestos suelen ser coloreados. Forman iones complejos. Muchos son buenos catalizadores de muchas reacciones. La propiedad más diferente es que sus electrones de valencia, es decir, los que utilizan para combinarse con otros elementos, se encuentran en más de una capa, la última y la penúltima, que están muy próximas. Esta es la razón por la que muestran varios estados de oxidación y éstos son
variables. El carácter no metálico y la capacidad de formación de enlaces covalentes aumenta según lo hace el número de oxidación del metal: para compuestos de los mismos elementos en diferentes proporciones, es más iónico aquel queque tiene el metal en su estado de oxidación inferior. Por lo mismo, los óxidos e hidróxidos en los estados de oxidación superiores son más ácidos que los mismos compuestos con estados de oxidación inferiores del mismo elemento, mientras que los compuestos con números de oxidación intermedios son anfóteros. Hay tres elementos que destacan: el hierro, cobalto y níquel, con interesantes propiedades magnéticas (son ferromagnéticos), que corresponden a elementos cabecera de los grupos 8, 9 y 10, que antiguamente constituían el grupo VIII que se subdividía en tres tríadas verticales. Volver atrás •
Grupo 3: Escandio, itrio, lantano y lantánidos, actinio y actínidos. Con tres electrones de valencia (2 electrones s de la última capa y 1 electrón d de la capa penúltima) se parecen a los del grupo 13, aunque son menos nobles, carácter que disminuye al aumentar el número atómico. En gran parecido entre los elementos del grupo hace difícil su análisis. Presentan el estado de oxidación +3. Sus óxidos reaccionan con el agua formando hidróxidos, cuya fortaleza aumenta con el número atómico, siendo más fuertes que los hidróxidos del grupo 2. El único de importancia económica es el itrio.(Ver lantánidos y actínidos)
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Grupo 4: Titanio, circonio, hafnio, rutherfordio. Con cuatro electrones de valencia (2 electrones s de la última capa y 2 d de la penúltima), sus propiedades son parecidas a las del grupo 3, excepto que el número de oxidación que presentan es +4. Otros estados de oxidación son +3 y +2, aunque la estabilidad de los compuestos con estos estados de oxidación disminuye al bajar en el grupo. La existencia de los lantánidos hace que el hafnio tenga una carga nuclear suficientemente grande como para atraer los electrones de tal forma que su tamaño (radio atómico e iónico) es semejante al del circonio: son los elementos más parecidos dentro de un grupo del sistema periódico, lo que hace difícil su separación. Esto no ocurre con titanio y circonio. Tienen alto punto de fusión y ebullición. Son menos nobles que los elementos del grupo 14, aunque no lo parece a temperatura ambiente, pues se recubren de una capa de óxido que los protege, de forma que sólo reaccionan con los no metales a altas temperaturas. El carácter básico de los dióxidos crece según aumenta el número atómico, siendo ácido el TiO2. Sólo titanio y circonio tienen interés económico.
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Grupo 5: Vanadio, niobio, tántalo, dubnio. Tienen cinco electrones de valencia (2 electrones s de la última capa y 3 electrones d en la penúltima). El estado de oxidación predominante es +5, cuya estabilidad aumenta según lo hace le número atómico, en combinaciones de carácter ácido. La diferencia
de tamaño (radio atómico e iónico) entre niobio y tántalo es pequeña debido a la existencia de los lantánidos por lo que sus propiedades son muy parecidas, aunque no tanto como ocurre en el grupo 4 y se encuentran en los mismos minerales. El vanadio es diferente y sus compuestos se diferencian de los compuestos de los otros dos. Son poco nobles, aunque el recubrimiento por una capa superficial de óxido provoca una inercia química superada a altas temperaturas. Sólo forman complejos solubles con ácido fluorhídrico. La fusión de sus óxidos con hidróxidos alcalinos produce vanadatos, niobatos y tantalatos. •
Grupo 6: Cromo, molibdeno, wolframio, seaborgio. Poseen 6 electrones de valencia (2 electrones s de la última capa y 4 electrones d de la penúltima). El máximo estado de oxidación que presentan es +6, aunque la estabilidad de este estado crece con el número atómico. Con los números de oxidación más pequeños la estabilidad aumenta en sentido contrario. Como en los dos grupos anteriores, el parecido entre molibdeno y wolframio es mayor que con el cromo. Estos elementos muestran los puntos de fusión más altos, la presión de vapor más baja y el coeficiente de dilatación térmica más bajo del sistema periódico. Son poco nobles, pero se recubren de una capa de óxido a temperatura ambiente que los protege del posterior ataque y los hace bastante inertes químicamente. Son estables frente a las bases y los ácidos débilmente oxidantes. Con los hidróxidos alcalinos fundidos dan lugar a cromatos, molibdatos y wolframatos. Tienen gran importancia sus aleaciones con el hierro para la fabricación de herramientas. La mayoría de las combinaciones de los elementos son coloreadas, por lo que encuentran aplicación como pigmentos. Los carburos son muy duros y se emplean como abrasivos y los sulfuros tienen una estructura en capas que los hace útiles como lubricantes térmicamente estables.
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Grupo 7: Manganeso, tecnecio, renio, bohrio. El tecnecio y bohrio son artificiales. Poseen siete electrones de valencia (2 electrones s en la última capa y 5 electrones d en la penúltima). El máximo estado de oxidación que presentan es +7, cuya estabilidad aumenta según lo hace el número atómico. Con los números de oxidación más pequeños la estabilidad aumenta en sentido contrario. Aunque es menos acusada, en este caso también se nota la inclusión de los lantánidos en el parecido de tecnecio y renio: tamaño de radio atómico e iónico y propiedades, siendo el manganeso más diferente. Son atacados lentamente por el oxígeno a temperatura ambiente, pero rápidamente a temperaturas elevadas. Los elementos de este grupo se parecen a los del grupo 6 y 8 y se encuentran juntos en los mismos minerales. Se emplean en aleaciones con otros metales.
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Grupos 8, 9 y 10:
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Grupo 8: Hierro, rutenio(*), osmio(*), hassio. Poseen 8 electrones de valencia: 2 electrones s de la última capa y 6 electrones d de la penúltima.
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Grupo 9: Cobalto, rodio(*), iridio(*), meitnerio. Poseen 9 electrones de valencia: 2 electrones s de la última capa y 7 electrones d de la penúltima.
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Grupo 10: Níquel, paladio(*), platino(*), ununnilio. Poseen 10 electrones de valencia: 2 electrones s de la última capa y 8 electrones d de la penúltima.
- En estos tres grupos (antiguo grupo VIII, dividido en tres subgrupos) se puede distinguir entre los tres elementos cabecera: hierro, cobalto y níquel y los seis restantes (los tres últimos son artificiales y no se consideran): 1. Los metales hierro, cobalto y níquel tienen más semejanzas entre sí que con los del resto del grupo al que pertenecen. El hierro es el más abundante. El estado de oxidación máximo que se alcanza es +6 (hierro) que es menor que el número de electrones de valencia o número del grupo y según aumenta el número atómico disminuye la estabilidad de los números de oxidación altos: el níquel presenta predominantemente el estado de oxidación +2. Son estables a temperatura ambiente. Forman complejos fácilmente, todos ellos coloreados. Son ferromagnéticos, tienen elevada densidad y altos puntos de fusión y ebullición. Se emplean en aleaciones, colorantes, recubrimientos. 2. (*) En los grupos 8, 9, 10 se puede distinguir entre los tres primeros elementos (hierro, cobalto y níquel) y los seis últimos que se denominan subgrupo del platino: - Grupo 8: Rutenio, osmio - Grupo 9: Rodio, iridio. - Grupo 10: Paladio, platino. Dentro de este subgrupo hay dos grupos: a) el de los metales ligeros de la segunda serie de transición (5º periodo): rutenio, rodio y paladio de densidad poco mayor de 12 g/cm3. Llenan orbitales d del cuarto nivel energético. b) el de los metales pesados de la tercera serie de transición (6º periodo): osmio, iridio y platino de densidad mayor de 21 g/cm3. Llenan orbitales d del quinto nivel energético. Fueron descubiertos en las minas de metales preciosos de Colombia durante el siglo XVIII, como materiales que interferían en la obtención de oro y plata. Son bastante raros, siendo el platino el más abundante. Se encuentran en yacimientos primarios: sulfuros (normalmente) junto a hierro, cobre, níquel y cromo, y en yacimientos secundarios (placeres) originados por la meteorización de los primarios, en los que se encuentran nativos, dada su elevada densidad, lo que provoca una deposición conjunta. A pesar de la diferencia en las estructuras electrónicas (orbitales d), los elementos son bastante semejantes entre sí: los electrones d parecen influir poco en sus propiedades. El estado de máxima oxidación corresponde al rutenio y osmio (+8), mientras que el paladio es predominantemente divalente. Todos ellos constituyen, junto con oro y plata, el grupo de metales nobles o preciosos: son bastante inertes y resistentes a la corrosión. El carácter noble aumenta desde el rutenio al platino. Forman complejos fácilmente. Sus hidróxidos son ácidos, básicos o anfóteros. Los elementos pesados no son atacados por los ácidos minerales y
sólo parcialmente por los oxidantes, pero se disuelven con facilidad en fundidos alcalinos oxidantes. Son duros. Se emplean en aleaciones duras, estables a la corrosión, catalizadores, conductores, materiales resistentes a la fricción, prótesis dentarias y joyería. •
Grupo 11: Cobre, plata, oro, unununio. Son todos metales nobles de alto punto de fusión, que se encuentran nativos (excepto el último que es artificial) y formando combinaciones bastante insolubles; tienen gran tendencia a la formación de complejos. La reactividad disminuye con el aumento del número atómico.
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Grupo 12: Cinc, cadmio, mercurio, ununbio. El último es artificial. Debido a su configuración electrónica bastante estable son más nobles que los elementos del grupo 2, aumentando este carácter según crece el número atómico, puntos de fusión y ebullición más bajos, mayor carácter covalente en los enlaces y compuestos más insolubles y mayor tendencia a la formación de complejos que los del grupo 2. El cinc y el cadmio se parecen mucho más que el mercurio. Volver al principio
Otros Metales Los ocho elementos clasificados como "otros metales" se sitúan en los grupos 13, 14, 15 y 16. Son dúctiles y maleables como los metales de transición, pero se diferencian de ellos en que no presentan estados de oxidación variables y sus electrones de valencia se encuentran sólo en su capa más externa. Todos son sólidos, con una densidad relativamente alta y son opacos. Los números de oxidación que presentan son +1 y +3 (grupo 13), +2 y +4 (grupo 14), +3 y +5 (grupo 15) y +4 y +6 (grupo 16). El carácter no metálico y la capacidad de formación de enlaces covalentes aumenta según lo hace el número de oxidación del metal: los óxidos e hidróxidos en los estados de oxidación superiores son más ácidos que los mismos compuestos de estados de oxidación inferiores del mismo elemento, mientras que los compuestos con números de oxidación intermedios son anfóteros. •
Grupo 13: Aluminio, galio, indio, talio, ununtrio.
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Grupo 14: Estaño, plomo, ununquadio.
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Grupo 15: Bismuto, ununpentio.
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Grupo 16: Polonio, ununhexio. Volver al principio
Gases Nobles
Los gases nobles se encuentra en el grupo 0 o 18 de la Tabla Periódica. Los elementos son: helio, neón, argón, criptón, xenón, radón y ununoctio. Estos elemento se consideraron inertes hasta 1962, debido a que su estado de oxidación es 0, teniendo 8 electrones en su última capa (2 electrones s y 6 electrones p), lo que les impide formar compuestos fácilmente. Tienen una energía de ionización muy alta, por lo que son muy estables. Debido a esto, fueron descubiertos muy tarde: Cavendish en 1785 aisló el primero, a partir del aire, aunque no fue capaz de identificarlo. En 1868 Jannsen descubre el helio y, a partir de 1894, Ramsay, Travers y Rayleigh aíslan e identifican los gases nobles, excepto radón, que fue descubierto por Dorn en 1898 y aislado por Ramsay y Gray en 1908. El helio es el segundo elemento más abundante del Universo. En la atmósfera hay un 1% de gases nobles (fundamentalmente argón (0,94%)). Se obtienen por licuación fraccionada de aire. El helio a partir de pozos de gas natural. Todos son gases incoloros, inodoros e insípidos, solubles en agua. Tienen puntos de fusión muy bajos ya que las únicas fuerzas existentes entre los átomos en estado líquido y sólido son las de London. Excepto el helio, que lo hace en el sistema hexagonal, cristalizan en el sistema cúbico. Poco diferentes desde el punto de vista químico. En 1962 se informó de la formación del XePtF6. Posteriormente se han obtenido compuestos de criptón, xenón y radón con flúor, cloro, oxígeno y nitrógeno, así como compuestos físicos (clatratos): disoluciones sólidas en las que ciertos átomos o moléculas están atrapados en los espacios de un retículo cristalino. Su uso principal está en iluminación: tubos de descarga (helio da color marfil, neón rojo, argón azul rojizo, criptón azul verdoso y xenón violeta); bombillas incandescentes (criptón y xenón, que impiden la difusión térmica del metal del filamento y aumentan la temperatura de trabajo y el rendimiento luminoso). Otros usos son la creación de atmósferas inertes en soldadura y corte (argón), relleno de globos (helio), gases de inmersión (helio), refrigerantes para bajas temperaturas y superconductividad (helio, neón). Volver al principio
Elementos nitrogenoides Forman el grupo 15 (antiguo VA) de la Tabla Periódica. Son: nitrógeno, fósforo, arsénico, antimonio, bismuto y ununpentio. Constituyen el 0,33% de la corteza terrestre (incluyendo agua y atmósfera). A veces se presentan nativos. Los minerales son óxidos o sulfuros. Se obtienen por reducción de los óxidos con carbono o por tostación y reducción de los sulfuros. La configuración electrónica muestra que poseen cinco electrones de valencia (2 electrones s y 3 electrones p), sin embargo, las propiedades difieren del primero al último. Las propiedades metálicas se incrementan
desde el nitrógeno al bismuto de forma que el nitrógeno es no metal, gas diatómico, las modificaciones negra del fósforo y gris de arsénico y antimonio presentan algunas propiedades metálicas y el bismuto es un metal pesado. Esto se traduce en una disminución de los puntos de fusión a partir del arsénico, pues disminuye el carácter covalente de los enlaces y aumenta el carácter metálico. La semiocupación de los orbitales p se traduce en un potencial de ionización alto, ya que es una estructura electrónica relativamente estable. Frente a los electropositivos (hidrógeno y metales) presentan estado de oxidación -3, aunque disminuye la estabilidad de los compuestos según crece el número atómico, y frente a los electronegativos (oxígeno, azufre y halógenos) +3 y +5, aumentando la estabilidad de los compuestos con el número atómico. Al crecer el número atómico predomina el estado +3. No reaccionan con el agua o con los ácidos no oxidantes; salvo el nitrógeno, todos reaccionan con ácidos oxidantes. Con el oxígeno se forman los óxidos con número de oxidación +3 y +5, excepto el nitrógeno que forma todos los comprendidos entre +1 y +5, aunque principalmente, +1, +2, +4. La acidez de los hidróxidos X(OH)3 disminuye según aumenta el número atómico, siendo el Bi(OH)3 básico. En estado pentavalente todas las combinaciones oxigenadas son ácidas, disminuyendo su fuerza según aumenta el número atómico. En estado elemental el nitrógeno se emplea como gas inerte en soldadura y conservación, el arsénico y antimonio como semiconductores, el fósforo en pirotecnia. Los compuestos de nitrógeno y fósforo son importantísimos y se emplean en abonos, detergentes, etc. El fósforo, arsénico y antimonio y sus combinaciones son tóxicos. Volver al principio
Elementos calcógenos o anfígenos Forman el grupo 16 (antiguo VIA) de la Tabla Periódica. Son: oxígeno, azufre, selenio, teluro, polonio y ununhexio. El nombre calcógeno proviene del griego y significa formador de minerales: una gran parte de los constituyentes de la corteza son óxidos o sulfuros. El término anfígeno fue asignado por Berzelius y significa formador de ácidos y bases. El oxígeno es el elemento más abundante de la tierra (50,5% en peso de la corteza). Los demás son menos frecuentes. El polonio es muy raro, siendo un producto intermedio de pequeño período de semidesintegración en las series de desintegración, su porcentaje es de 2,1x10-14. Los minerales son óxidos, sulfuros y sulfatos y también se encuentran en estado nativo. El oxígeno se extrae del aire y el resto por reducción de los óxidos o nativos. El selenio y teluro se obtienen como subproductos de los barros de las cámaras de plomo o de los barros anódicos. El polonio se obtiene bombardeando bismuto con neutrones.
La configuración electrónica presenta seis electrones de valencia: 2 electrones s y 4 electrones p. Al crecer el número atómico disminuye la tendencia de los electrones a participar en la formación de enlaces. Los estados de oxidación más usuales son -2, +2, +4 y +6, los dos últimos debido a la presencia de orbitales d a partir del azufre. El oxígeno y azufre son no metales, mientras que el carácter metálico aumenta del selenio al polonio. El oxígeno es un gas diatómico y el polonio un metal pesado. Presentan modificaciones, excepto polonio, algunas de selenio y teluro son metálicas. La estabilidad de las combinaciones análogas con elementos electropositivos disminuye al crecer el número atómico. El carácter ácido de los oxoácidos disminuye de la misma forma; el de los calcogenuros de hidrógeno aumenta al aumentar el número atómico, siendo todos ellos débiles en disolución acuosa. No reaccionan con el agua y, salvo el azufre, no reaccionan con las bases. Excepto el oxígeno, todos reaccionan con el ácido nítrico concentrado. Con el oxígeno forman dióxidos que en con agua dan lugar a los correspondientes oxoácidos. Con los metales forman óxidos, sulfuros, seleniuros y telururos, cuya estabilidad disminuye desde el oxígeno al teluro. El oxígeno es fundamental en todos los procesos de oxidación (combustiones, metabolismo de los seres vivos) y es la base de numerosos procesos industriales. El azufre se emplea como fungicida y en numerosos procesos industriales. El selenio y teluro se emplean como semiconductores. El polonio no tiene prácticamente utilidad. Las combinaciones hidrogenadas de estos elementos (excepto el agua) son gases tóxicos de olor desagradable. Volver al principio
Elementos carbonoides Forman el grupo 14 de la Tabla Periódica. Son: carbono, silicio, germanio, estaño, plomo y ununquadio. Constituyen más del 27% en peso de la corteza, siendo el silicio el que aporta prácticamente todo a ese valor, le sigue el carbono; el germanio es el menos abundante. El silicio es el responsable de toda la estructura inorgánica y el carbono de la vida orgánica de la superficie terrestre. Se presentan en estado nativo carbono, estaño y plomo; aunque los minerales más corrientes son los óxidos y sulfuros. Las propiedades físicas y químicas varían mucho desde el primero (carbono, no metal, forma compuestos covalentes con los no metales e iónicos con los metales) al último (plomo, metal): el carbono es muy duro (diamante) y el plomo rayado con las uñas. El silicio y germanio son metaloides de dureza intermedia. Al descender en el grupo desciende la fuerza de enlace entre los átomos y como consecuencia los puntos de fusión y ebullición. Tienen cuatro electrones de valencia: 2 electrones s y 2 electrones p, por lo
que los estados de oxidación que presentan son +4, +2 y -4: los compuestos con +4 y la mayoría de los de número de oxidación +2 son covalentes. El único ion -4 es el carburo. No reaccionan con el agua. El germanio, estaño y plomo son atacados por los ácidos. Con la excepción del carbono, son atacados por disoluciones alcalinas desprendiendo hidrógeno. Reaccionan con el oxígeno. Los óxidos de carbono y silicio son ácidos, el estaño es anfótero (reacciona con ácidos y bases calientes) y lo mismo ocurre con el plomo. Existe una gran tendencia a unirse consigo mismos, denominada concatenación al formar hidruros; esta tendencia disminuye al descender en el grupo. Los elementos silicio y el germanio se emplean en la industria electrónica; el óxido de silicio en la fabricación de vidrios; el carbono y sus derivados como combustibles y en la síntesis de productos orgánicos; el estaño, el plomo y sus aleaciones son muy útiles. El plomo es tóxico. Volver al principio
Elementos representativos Se denominan así a los grupos 1, 2, y del 13 al 18, caracterizados por tener los electrones de la última capa (electrones de valencia) en orbitales s (grupos 1 y 2) o s y p (grupos 13 al 18). Estos elementos muestran en general variaciones distintivas y muy regulares de sus propiedades con el número atómico: el carácter metálico aumenta de arriba a abajo dentro de cada grupo y de derecha a izquierda en cada periodo. •
Grupo 1: Hidrógeno, litio, sodio, potasio, rubidio, cesio, francio.
•
Grupo 2: Berilio, magnesio, calcio, estroncio, bario, radio.
•
Grupo 13: Boro, aluminio, galio, indio, talio y ununtrium.
•
Grupo 14: Carbono, silicio, germanio, estaño, plomo y ununquadio.
•
Grupo 15: Nitrógeno, fósforo, arsénico, antimonio, bismuto y ununpentio.
•
Grupo 16: Oxígeno, azufre, selenio, teluro, polonio y ununhexio.
•
Grupo 17: Flúor, cloro, bromo, iodo, astato y ununseptio.
•
Grupo 18: Helio, neón, argón, criptón, xenón, radón y ununoctio. Volver al principio
Elementos térreos o grupo del boro.
Lo forman el grupo 13 de la Tabla Periódica. Son: boro, aluminio, galio, indio, talio y ununtrium. El nombre del grupo térreos deriva de la arcilla (contiene aluminio) y se encuentra en desuso. Constituyen más del 7% en peso de la corteza terrestre, sobre todo el aluminio (metal más abundante y tercer elemento más abundante después de oxígeno y silicio). Indio y talio son muy raros. Son bastante reactivos, por lo que no se encuentran nativos. La mayoría de sus minerales son óxidos e hidróxidos y, en el caso de galio, indio y talio, se encuentran asociados con sulfuros de plomo y cinc. Su configuración electrónica muestra tres electrones de valencia (2 electrones s y 1 electrón p), por lo que el estado de oxidación que alcanzan es +3; galio, indio y talio presentan además +1, aumentando la tendencia a formar compuestos con este estado de oxidación hacia abajo. 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 (dureza entre el corindón y el diamante) y el talio es un metal tan blando que puede arañarse con las uñas. Estos elementos no reaccionan de modo apreciable con el agua, aunque el aluminio puro si lo hace desprendiendo hidrógeno, pero forma rápidamente una capa de óxido que impide la continuación de la reacción; el talio también reacciona. Los óxidos e hidróxidos del boro son ácidos, los del aluminio y galio son anfóteros y los del indio y talio son básicos; el TlOH es una base fuerte. Sólo el boro y el aluminio reaccionan directamente con el nitrógeno a altas temperaturas, formando nitruros muy duros. Reaccionan con los halógenos formando halogenuros gaseosos (boro, aluminio, galio e indio) y sólido (talio). La mayoría de las sales (haluros, nitratos, sulfatos, acetatos y carbonatos) son solubles en agua. No se disuelven en amoníaco. Son buenos reductores, especialmente el aluminio (aluminotermia): se emplea para la obtención de los metales a partir de sus óxidos, desprendiéndose una gran cantidad de energía al formarse Al2O3. El boro no conduce la corriente, el aluminio y el indio son buenos conductores y los otros dos malos. Sus aplicaciones en estado puro son: boro en industria nuclear, semiconductores (dopado) y aleaciones, aluminio en aleaciones ligeras y resistentes a la corrosión, galio en semiconductores (arseniuro de galio), indio en aleaciones y semiconductores, talio en fotocélulas, vidrios. El talio es muy tóxico.
Grupos o familias de la Tabla Periódica (Masas atómicas en uma) 1
2
3
4
5
6
Ia IIa IIIb IVb Vb VIb
7
8
VII b
9
10 11 12 13 14 15 16 17 18
VIII
Ib IIb IIa IVa Va VIa
VII a
0 2
1
1
H e
H 1,007 94
4,002 6
4
10 5
B Li e 6,941 3
2
7
8
9
N 15,99 18,99 e
B C N O F
9,012 2
11
6
10,8 12,0 14,0 11 107 067 94
84
20,17 97
13 14 15 16
17
18
12
N M 3 a g
Al Si P S Cl Ar 26,9 28,0 30,9 32,06 35,45 39,94 815 855 738 6 27 8
22,98 24,30 98 50
20 19
25 21
22
23
24
27 26
29 28
30 31 32 33 34
35
36 C M C C Z G G A S Sc Ti V Cr Fe Ni Br 4K n a e s e 79,90 Kr 39,09 a 44,95 47,86 50,94 51,99 n 55,84 o 58,6 u 83,80 83 7 15 61 4 40,07 59 54,93 5 58,9 934 63,54 65,3 69,7 72,6 74,9 8
80
37
41 39
40
42
332
44
6
45 46
43
9
23
48 47
1
216
78,96
50 51 52 49
54 53
R 38 N M R R P C S S T X Y Zr Tc Ag In I 5 b Sr h d 107,8 d 114, n b e 126,9 e 88,90 91,22 b (98,90 u o 87,62 59 4 63) 85,46 92,90 101,0 102, 106, 682 112, 818 118, 121, 127,6 045 131,2 78
64
95,94
6 55 56 57 * 72 73 74 75
7
905
42
76
77 78 79
411
710
760
0
80 81 82 83 84
9
85
86
C B T O H P P R La Hf W Re Ir Pt Au Tl Bi At s a 138,9 178,4 a 183,8 186,2 s 192, 195, 196,9 g 204, b 208, o (209, n 132,9 137,3 06 05 27
88
9
89 *
87
180,9 4 48
07
190,2 217 3
105 106 104
107
078
108 109
R A D S H Rf Bh M 7 Fr c (261, b g (264,1 s t (223, a 03) (226, (227, 11) (262, (263, 2) (265, 03)
03)
11)
12)
13)
(268)
67
200, 383 59
207, 980 2
Uu Uu Uu Uu Uu Uu Uu Uu Uu n u b t q p h s o (269) (272) (277) ( )
(285) ( )
(289) ( )
(293)
69
58
59
60
61
63
16
08
4
13)
150,3 64 6
90
91
92
93
94
38
36
29
48)
6)
64
65
66
67
68
5
25
0
30
6
97
98
99
8)
8)
70
71
S T Ce Pr Nd Pm Eu Gd Tb Dy Ho Er Yb Lu 140,1 140,9 144,2 (144,9 m 151,9 157,2 158,9 162,5 164,9 167,2 m 173,0 174,96 95
Serie actínid os
(222, 02)
110 111 112 113 114 115 116 117 118
62
Serie lantáni dos
(208, 99) 98)
96
168,9 4 34
7
100 101 102 103
A C F M Th Pa U Np Pu Bk Cf Es No Lr 232,0 231,0 238,0 (237,0 (244,0 m m (247,0 (251,0 (252,0 m d (259,1 (262,1 (243,0 (247,0 7) 6) 7)
(257,1 (258,1 0) 0) 0)
1)
NOTA: Algunos elementos del 113 al 118 son desconocidos actualmente.
Tabla Periódica de los Elementos Masas atómicas en uma 1
2
3
4
5
6
Ia IIa IIIb IVb Vb VIb
7
8
VII b
9
10 11 12 13 14 15 16 17 18
VIII
Ib IIb IIa IVa Va VIa
VII a
0 2
1
1
H e
H 1,007 94
4,002 6
4
10 5
B Li e 6,941 3
2
7
8
9
N 15,99 18,99 e
B C N O F
9,012 2
11
6
10,8 12,0 14,0 11 107 067 94
84
20,17 97
13 14 15 16
17
18
12
N M 3 a g
Al Si P S Cl Ar 26,9 28,0 30,9 32,06 35,45 39,94 815 855 738 6 27 8
22,98 24,30 98 50
20 19
25 21
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30 31 32 33 34
35
36 C M C C Z G G A S Sc Ti V Cr Fe Ni Br 4K n a e s e 79,90 Kr 39,09 a 44,95 47,86 50,94 51,99 n 55,84 o 58,6 u 83,80 83 7 15 61 4 40,07 59 54,93 5 58,9 934 63,54 65,3 69,7 72,6 74,9 8
80
37
41 39
40
42
332
44
6
45 46
43
9
23
48 47
1
216
78,96
50 51 52 49
54 53
R 38 N M R R P C S S T X Y Zr Tc Ag In I 5 b Sr u h d 107,8 d 114, n b e 126,9 e 88,90 91,22 b o (98,90 87,62 59 4 63) 85,46 92,90 101,0 102, 106, 682 112, 818 118, 121, 127,6 045 131,2 78
55
64
56
7
73 57 * 72
6
95,94
905
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76 74
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80 77 78 79
760
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83
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200, 383 59
207, 980 2
(208, 99) 98)
C B T O H P P R La Hf W Re Ir Pt Au Tl Bi At s a 138,9 178,4 a 183,8 186,2 s 192, 195, 196,9 g 204, b 208, o (209, n 132,9 137,3 06 05 27
9
180,9 4 48
07
190,2 217 3
078
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(222, 02)
7 87 88 89 * 104 105 106 107 108 109 110 111 112 113 114 115 116 117 118
Fr R A Rf D S Bh H M
Uu Uu Uu Uu Uu Uu Uu Uu Uu
a c
b g
s t
n
u
b
t
(223, (261, (264,1 02) (226, (227, 11) (262, (263, 2) (265, (268) (269) (272) (277) ( ) 03) 03) 11) 12) 13)
60
62 61
q
p
(285) ( )
64
58
59
63
16
08
144,2 13) 4
150,3 64 6
90
91
92
93
94
38
36
29
48)
6)
h
s
(289) ( )
o (293)
69 65
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68
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30
6
98
99
8)
8)
70
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N S G T Ce Pr Pm Eu Tb Dy Ho Er Yb Lu 140,9 d (144,9 m 151,9 d 158,9 162,5 164,9 167,2 m 173,0 174,9
Serie lantáni 140,1 dos
95
Serie actínid os
157,2 25 5
96
168,9 4 34
67
100 101 97
102 103
A C F M Th Pa U Np Pu Bk Cf Es No Lr 232,0 231,0 238,0 (237,0 (244,0 m m (247,0 (251,0 (252,0 m d (259,1 (262,1 (243,0 (247,0 7) 6) 7)
(257,1 (258,1 0) 0) 0)
1)
NOTA: Algunos elementos del 113 al 118 son desconocidos actualmente.
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Sistemas cristalográficos
Cúbico
Tetragonal
Hexagonal
Trigonal o romboédrico
Rómbico
Monoclínico
Triclínico
