iso.	AN (%)	Vida media	MD	ED (M eV)	PD
³⁶Ar	0,336	Ar es estable con 18 neutrones
³⁸Ar	0,063	Ar es estable con 20 neutrones
³⁹Ar	Sintético	269 a	β^-	0,565	³⁹K
⁴⁰Ne	99,6	Ar es estable con 22 neutrones
⁴²Ar	Sintético	32,9 a	β^-	0,600	⁴²K

Valores en el SI y en condiciones normales
(0 ºC y 1 atm), salvo que se indique lo contrario.
^†Calculado a partir de distintas longitudes
de enlace covalente, metálico o iónico.

El argón es un elemento químico de número atómico 18 y símbolo Ar. Es el tercero de los gases nobles, incoloro e inerte como ellos, constituye en torno al 1% del aire.

Características principales

Tiene una solubilidad en agua 2,5 veces la del nitrógeno y la del oxígeno. Es un gas monoatómico inerte, e incoloro e inodoro tanto en estado líquido como gaseoso. No se conocen compuestos verdaderos del argón, habiéndose anunciado una compuesto con flúor muy inestable cuya existencia aún no se ha probado. El argón puede formar clatratos con el agua cuando sus átomos quedan atrapados en una red de moléculas de agua.

Aplicaciones

Se emplea como gas de relleno en lámparas incandescentes ya que no reacciona con el material del filamento incluso a altas temperatura y presión, prolongando de este modo la vida útil de la bombilla, y en sustitución del neón en lámparas fluorescentes cuando se desea un color verde-azul en vez del rojo del neón. También como sustito del nitrógeno molecular (N₂) cuando éste no se comporta como gas inerte por las condiciones de operación. En el ámbito industrial y científico se emplea universalmente en la recreación de atmósferas inertes (no reaccionantes) para evitar reacciones químicas indeseadas en multitud de operaciones:
- Soldadura por arco y soldadura a gas.
- Fabricación de titanio y otros elementos reactivos.
- Fabricación de monocristales —piezas cilíndricas formadas por una estructura cristalina continua— de silicio y germanio para componentes semiconductores. El argón-39 se usa, entre otras aplicaciones, para la datación de núcleos de hielo, y aguas subterráneas (véase el apartado Isótopos). En el buceo técnico, se emplea el argón para el inflado de trajes secos —los que impiden el contacto de la piel con el agua a diferencia de los húmedos típicos de neopreno— tanto por ser inerte como por su pequeña conductividad térmica lo que proporciona el aislamiento térmico necesario para realizar largas inmersiones a cierta profundidad. El láser de argón tiene usos médicos en odontología y oftalmología; la primera intervención con láser de argón, realizada por Francis L'Esperance, para tratar una retinopatía se realizó en febrero de 1968.

Historia

Henry Cavendish, en 1785, expuso una muestra de nitrógeno a descargas eléctricas repetidas en presencia de oxígeno para formar óxido de nitrógeno que posteriormente eliminaba y encontró que alrededor del 1% del gas original no se podía disolver, afirmando entonces que no todo el «aire flogisticado» era nitrógeno. En 1892 Lord Rayleigh descubrió que el nitrógeno atmosférico tenía una densidad mayor que el nitrógeno puro obtenido a partir del nitro. Raleight y Sir William Ramsay demostraron que la diferencia se debía a la presencia de un segundo gas poco reactivo más pesado que el nitrógeno, anunciando el descubrimiento del argón (del griego αργóν, inactivo, vago o perezoso) en 1894, anuncio que fue acogido con bastante escepticismo por la comunidad científica. En 1904 Rayleight recibió el premio Nobel de Física por sus investigaciones acerca de la densidad de los gases más importantes y el descubrimiento de la existencia del argón.

Abundancia y obtención

El gas se obtiene por medio de la destilación fraccionada del aire licuado, en el que se encuentra en una proporción de aproximadamente el 0,94%, y posterior eliminación del oxígeno residual con hidrógeno. La atmósfera marciana contiene un 1,6% de Ar-40 y 5 ppm de Ar-36.; la de Mercurio un 7,0% y la de Venus trazas.

Isótopos

Los principales isótopos de argón presentes en la Tierra son Ar-40 (99,6%), Ar-36 y Ar-38. El isótopo K-40, con una vida media de 1,205×10⁹ años, decae, el 11,2% a Ar-40 estable mediante captura electrónica y desintegración β⁺ (emisión de un positrón), y el 88,8% restante a Ca-40 mediante desintegración β^- (emisión de un electrón). Estos ratios de desintegración permiten determinar la edad de rocas. En la atmósfera terrestre, el Ar-39 se genera por bombardeo de rayos cósmicos principalmente a partir del Ar-40. En entornos subterráneos no expuestos se produce por captura neutrónica del K-39 y desintegración α del calcio. El Ar-37, con una vida media de 35 días, es producto del decaimiento del Ca-40, resultado de explosiones nucleares subterráneas.

Enlaces externos

- [http://enciclopedia.us.es/index.php/Arg%F3n Enciclopedia Libre]
- [http://www.webelements.com/webelements/elements/text/Ar/index.html WebElements.com - argón]
- [http://environmentalchemistry.com/yogi/periodic/Ar.html EnvironmentalChemistry.com - argón] Categoría: elementos químicos ja:アルゴン ko:아르곤 ms:Argon simple:Argon th:อาร์กอน

Cloro

Azufre - Cloro - Argón
F Cl Br I
	250px Tabla completa

General

Nombre, símbolo, número

Cloro, Cl, 17

Serie química

Halógenos

Grupo, periodo, bloque

17, 3 , p

Densidad

3,214 kg/m³

Apariencia

amarillo verdoso
125px

Propiedades atómicas

Peso atómico

35,453 uma

Radio medio^†

100 pm

Radio atómico calculado

79 pm

Radio covalente

99 pm

Radio de Van der Waals

175 pm

Configuración electrónica

Ne]3s² 3p⁵

Estados de oxidación (Óxido)

±1, +3, +5, +7 (ácido fuerte)

Estructura cristalina

Ortorrómbica

Propiedades físicas

Estado de la materia

gas (no magnético)

Punto de fusión

171,6 K

Punto de ebullición

239,11 K

Entalpía de vaporización

10,2 kJ/mol

Entalpía de fusión

3,203 kJ/mol

Presión de vapor

1300 Pa

Velocidad del sonido

sin datos

Información diversa

Electronegatividad

3,16 (Pauling)

Calor específico

480 J/(kg
- K)

Conductividad eléctrica

Sin datos

Conductividad térmica

0,0089 W/(m
- K)

1° potencial de ionización

1251,2 kJ/mol

2° potencial de ionización

2298 kJ/mol

3° potencial de ionización

3822 kJ/mol

4° potencial de ionización

5158,6 kJ/mol

5° potencial de ionización

6542 kJ/mol

6° potencial de ionización

9362 kJ/mol

7° potencial de ionización

11018 kJ/mol

8° potencial de ionización

33604 kJ/mol

9° potencial de ionización

38600 kJ/mol

10° potencial de ionización

43961 kJ/mol

Isótopos más estables

iso.	AN	Vida media	MD	ED M eV	PD
³⁵Cl	75,77%	Cl es estable con 18 neutrones
³⁶Cl	Sintético	301000 a	β^- ε	0,709 1,142	³⁶Ar ³⁶S
³⁷Cl	24,23%	Cl es estable con 20 neutrones

El cloro es un elemento químico de número atómico 17 situado en el grupo de los halógenos (grupo VII A) de la tabla periódica de los elementos. Su símbolo es Cl. En condiciones normales y en estado puro es un gas amarillo-verdoso formado por moléculas diatómicas, Cl₂, unas 2,5 veces más pesado que el aire, de olor desagradable y venenoso. Es un elemento abundante en la naturaleza y se trata de un elemento químico esencial para muchas formas de vida.

Características principales

En la naturaleza no se encuentra en estado puro ya que reacciona con rapidez con muchos elementos y compuestos químicos, sino que se encuentra formando parte de cloruros y cloratos, sobre todo en forma de cloruro de sodio, en las minas de sal y disuelto y en suspensión en el agua de mar. El cloruro de sodio es la común o sal de mesa. Se emplea para potabilizar el agua de consumo disolviéndolo en la misma; también tiene otras aplicaciones como oxidante, blanqueante y desinfectante. El cloro gaseoso es muy tóxico (neurotóxico) y se usó como gas de guerra en la Primera y Segunda Guerra Mundial. Este halógeno forma numerosas sales y se obtiene a partir de cloruros a través de procesos de oxidación, generalmente mediante electrolisis. Se combina fácilmente con la mayor parte de los elementos. Es ligeramente soluble en agua (unos 6,5 g de cloro por litro de agua a 25 ºC), en parte formando ácido hipocloroso, HClO. En la mayoría de los numerosos compuestos que forma presenta estado de oxidación -1. También puede presentar los estados de oxidación +1, +3, +5 y +7.

Aplicaciones

El cloro se emplea principalmente en la desinfección de aguas, como blanqueante en la producción de papel y en la preparación de distintos compuestos clorados.
- El proceso de desinfección de aguas de consumo humano más ampliamente utilizado es la cloración. Se emplea ácido hipocloroso, HClO, que se produce disolviendo cloro en agua y regulando el pH.
- En la producción de papel se emplea cloro en el blanqueo de la pulpa, aunque tiende a ser sustituido por dióxido de cloro, ClO₂.
- Una gran parte del cloro se emplea en la producción de cloruro de vinilo, compuesto orgánico que se emplea principalmente en la síntesis del poli(cloruro de vinilo), conocido como PVC.
- Se usa en la síntesis de numerosos compuestos orgánicos e inorgánicos, por ejemplo tetracloruro de carbono, CCl₄, o cloroformo, CHCl₃, y distintos halogenuros metálicos. También se emplea como agente oxidante.
- Preparación de cloruro de hidrógeno puro; se puede llevar a cabo por síntesis directa: H₂ + Cl₂ → 2HCl

Historia

El cloro (del griego χλωρος, que significa "amarillo verdoso") fue descubierto en 1774 por el sueco Carl Wilhelm Scheele, aunque creía que se trataba de un compuesto que contenía oxígeno. Lo obtuvo a partir de la siguiente reacción: :MnO₂ + 4HCl → MnCl₂ + Cl₂ + 2H₂O En 1810 el químico inglés Humphry Davy demuestra que se trata de un elemento químico y le da el nombre de cloro debido a su color. El gas cloro se empleó en la Primera Guerra Mundial, siendo el primer caso de uso de armas químicas.

Abundancia y obtención

El cloro se encuentra en la naturaleza combinado con otros elementos, principalmente en forma de cloruro de sodio, NaCl, y también otros minerales como la silvina, KCl, o la carnalita, KMgCl₃·6H₂O. Es el halógeno más abundante en el agua marina con una concentración de unos 18000 ppm. En la corteza terrestre está presente en menor cantidad, unos 130 ppm. Es prácticamente imposible encontrarlo sin combinar con otros elementos, debido a su alta reactividad. El cloro se obtiene principalmente (más del 95% de la producción) mediante la electrolisis de cloruro de sodio, NaCl, en disolución acuosa, denominado proceso del cloro-álcali. Se emplean tres métodos: electrolisis con celda de amalgama de mercurio, electrolisis con celda de diafragma y electrolisis con celda de membrana.

Electrolisis con celda de amalgama de mercurio

Fue el primer método empleado para producir cloro a escala industrial. Se producen pérdidas de mercurio en el proceso generando problemas medioambientales. En las dos últimas décadas del siglo XX se mejoraron los procesos, aunque se siguen perdiendo unos 1,3 gramos de mercurio por tonelada de cloro producida. Por estos problemas medioambientales este proceso se ha ido sustituyendo por el que utiliza una celda de membrana y actualmente supone menos del 20% de la producción mundial de cloro. Se emplea un cátodo de mercurio y un ánodo de titanio recubierto de platino u óxido de platino. El cátodo está depositado en el fondo de la celda de electrolisis y el ánodo sobre éste, a poca distancia. La celda se alimenta con cloruro de sodio y, con la diferencia de potencial adecuada, se produce la electrolisis: :2Cl^- - 2e^- → Cl₂ :Hg + 2Na⁺ + 2e^- → NaHg A continuación se procede a la descomposición de la amalgama formada para recuperar el mercurio. La base sobre la que está la amalgama está ligeramente inclinada y de esta forma va saliendo de la celda de electrolisis y se pasa a una torre en donde se añade agua a contracorriente, produciéndose las reacciones: :H₂O + 1e^- → 1/2H₂ + OH^- :NaHg - 1e^- → Na⁺ + Hg De esta forma el mercurio se reutiliza. Con este método se consigue una sosa (NaOH) muy concentrada y un cloro muy puro, sin embargo consume más energía que otros métodos y existe el problema de contaminación por mercurio.

Electrolisis con celda de diafragma

Este método se emplea principalmente en Canadá y Estados Unidos. Se emplea un cátodo perforado de acero o hierro y un ánodo de titanio recubierto de platino u óxido de platino. Al cátodo se el adhiere un diafragma poroso de fibras de asbesto y mezclado con otras fibras (por ejemplo con politetrafluoroetileno). Este diafragma separa al ánodo del cátodo evitando la recombinación de los gases generados en estos. Se alimenta el sistema continuamente con salmuera que circula desde el ánodo hasta el cátodo. Las reacciones que se producen son las siguientes: :2Cl^- - 2e^- → Cl₂ (en el ánodo) :H₂ + 2e^- → H₂ (en el cátodo) En la disolución queda una mezcla de NaOH y NaCl. El NaCl se reutiliza y el NaOH tiene interés comercial. Este método tiene la ventaja de consumir menos energía que el que emplea amalgama de mercurio, pero el inconveniente de que el NaOH obtenido es de menor pureza, por lo que generalmente se concentra. También existe un riesgo asociado al uso de asbestos.

Electrolisis con celda de membrana

Este método es el que se suele implantar en las nuevas plantas de producción de cloro. Supone aproximadamente el 30% de la producción mundial de cloro. Es similar al método que emplea celda de diafragma: se sustituye el diafragma por una membrana sintética selectiva que deja pasar iones Na⁺, pero no iones OH^- o Cl^-. El NaOH que se obtiene es más puro y más concentrado que el obtenido con el método de celda de diafragma, y al igual que ese método se consume menos energía que en las de amalgama mercurio, aunque la concentración de NaOH sigue siendo inferior y es necesario concentrarlo. Por otra parte, el cloro obtenido por el método de amalgama de mercurio es algo más puro.

Compuestos

- Algunos cloruros metálicos se emplean como catalizadores. Por ejemplo, FeCl₂, FeCl₃, AlCl₃.
- Ácido hipocloroso, HClO. Se emplea en la depuración de aguas y alguna de sus sales como agente blanqueante.
- Ácido cloroso,HClO₂. La sal de sodio correspondiente, NaClO₂, se emplea para producir dióxido de cloro, ClO₂, el cual se usa como desinfectante.
- Ácido clórico (HClO₃). El clorato de sodio, NaClO₃, también se puede emplear para producir dióxido de cloro, empleado en el blanqueo de papel, así como para obtener perclorato.
- Ácido perclórico (HClO₄). Es un ácido oxidante y se emplea en la industria de explosivos. El perclorato de sodio, NaClO₄, se emplea como oxidante y en la industria textil y papelera.
- Compuestos de cloro como los clorofluorocarburos (CFCs) contribuyen a la destrucción de la capa de ozono.
- Algunos compuestos orgánicos de cloro se emplean como pesticidas. Por ejemplo, el hexaclorobenceno (HCB), el para-diclorodifeniltricloroetano (DDT), el toxafeno, etcétera.
- Muchos compuestos organoclorados presentan problemas ambientales debido a su toxicidad, por ejemplo los pesticidas anteriores, los bifenilos policlorados (PCBs), o las dioxinas.

Isótopos

En la naturaleza se encuentran dos isótopos estables de cloro. Uno de masa 35 uma, y el otro de 37 uma, con unas proporciones relativas de 3:1 respectivamente, lo que da un peso atómico para el cloro de 35,5 uma. El cloro tiene 9 isótopos con masas desde 32 uma hasta 40 uma. Sólo tres de éstos se encuentran en la naturaleza: el ³⁵Cl, estable y con una abundancia del 75,77%, el ³⁷Cl, también estable y con una abundancia del 24,23%, y el isótopo radiactivo ³⁶Cl. La relación de ³⁶Cl con el Cl estable en el ambiente es de aproximadamente 700 x 10^-15:1. El ³⁶Cl se produce en la atmósfera a partir del ³⁶Ar por interacciones con protones de rayos cósmicos. En el subsuelo se genera ³⁶Cl principalmente mediante procesos de captura de neutrones del ³⁵Cl, o por captura de muones del ⁴⁰Ca. El ³⁶Cl decae a ³⁶S y a ³⁶Ar, con una vida media combinada de 308000 años. La vida media de este isótopo hidrofílico y no reactivo lo hace útil para la datación geológica en el rango de 60000 a 1 millón de años. Además, se produjeron grandes cantidades de ³⁶Cl por la irradiación de agua de mar durante las detonaciones atmosféricas de armas nucleares entre 1952 y 1958. El tiempo de residencia del ³⁶Cl en la atmósfera es de aproximadamente 1 semana. Así pues, es un marcador para las aguas superficiales y subterráneas de los años 1950, y también es útil para la datación de aguas que tengan menos de 50 años. El ³⁶Cl se ha empleado en otras áreas de las ciencias geológicas, incluyendo la datación de hielo y sedimentos.

Núclido	Abundancia	Masa	Espín	Vida media	Decaimiento
³²Cl	-	31,9857	1	298 ms	ε
³³Cl	-	32,9775	3/2	2,51 s	ε
³⁴Cl	-	33,9738	0	1,53 s	ε
³⁵Cl	75,77	34,9689	3/2	-	-
³⁶Cl	-	35,9683	2	301000 a	β^-
³⁷Cl	24,23	36,9659	3/2	-	-
³⁸Cl	-	37,9680	2	37,2 m	β^-
³⁹Cl	-	38,9680	3/2	55,6 m	β^-
⁴⁰Cl	-	39,9704	2	1,38 m	β^-
⁴¹Cl	-	40,9707	n.m.	34 s	β^-
⁴²Cl	-	41,9732	n.m.	6,8 s	β^-
⁴³Cl	-	42,9742	n.m.	3,3 s	β^-

Precauciones

El cloro provoca irritación en el sistema respiratorio, especialmente en niños y personas mayores. En estado gas irrita las mucosas y en estado líquido quema la piel. Se puede detectar en el aire por su olor a partir de 3,5 ppm, siendo mortal a partir de unos 1000 ppm. Se usó como arma química en la Primera Guerra Mundial. Una exposición aguda a altas (pero no letales) concentraciones de cloro puede provocar edema pulmonar, o líquido en lo pulmones. Una exposición crónica a bajas de bajo nivel debilita los pulmones aumentando la susceptibilidad a otras enfermedades pulmonares. En muchos países se fija como límite de exposición en el trabaja para este gas 0,5 ppm (media de 8 horas diarias, 40 horas a la semana). Se pueden producir humos tóxicos cuando se mezcla hipoclorito de sodio con urea, amoniaco o algún otro producto de limpieza. Estos humos consisten en una mezcla de cloro y cloruro de nitrógeno; por lo tanto, estas combinaciones deberían evitarse.

Referencias externas

- [http://www.webelements.com/webelements/elements/text/Cl/index.html WebElements.com - Chlorine]
- [http://environmentalchemistry.com/yogi/periodic/Cl.html EnvironmentalChemistry.com - Chlorine]
- [http://periodic.lanl.gov/elements/17.html Los Alamos National Laboratory - Chlorine]
- [http://www.mtas.es/insht/ipcsnspn/nspn0126.htm Instituto Nacional de Seguridad e Higiene en el Trabajo de España]: Ficha internacional de seguridad química del cloro. Categoría: Elementos químicos ja:塩素 ko:염소 (원소) th:คลอรีน

Neón

El neón es un elemento químico de número atómico 10 y símbolo Ne. Es un gas noble Incoloro, prácticamente inerte, presente en trazas en el aire, pero muy abundante en el universo, que proporciona un tono rojizo característico a la luz de las lámparas fluorescentes en las que se emplea.

Características principales

Es el segundo gas noble más ligero, y presenta un poder de refrigeración, por unidad de volumen, 40 veces el del helio líquido y tres veces el del hidrógeno líquido. En la mayoría de las aplicaciones el uso de neón líquido es más económico que el del helio.
- Peso atómico: 20,183 uma
- Punto de ebullición: 27.1 K (-246 ºC)
- Punto de fusión: 48 K (-248,6 ºC)
- Densidad: 1,20 g/ml (1,204 g/cm³ a -246 ºC)

Aplicaciones

El tono rojo-anaranjado de la luz emitida por los tubos de neón se usa profusamente para los indicadores publicitarios, también reciben la denominación de tubos de neón otros de color distinto que en realidad contienen gases diferentes. Otros usos del neón que pueden citarse son:
- Indicadores de alto voltaje.
- Tubos de televisión.
- Junto con el helio se emplea para obtener un tipo de láser.
- El neón licuado se comercializa como refrigerante criogénico.

Historia

El neón (del griego neos, nuevo) fue descubierto por William Ramsay y Morris Travers en 1898.

Abundancia y obtención

El neón se encuentra usualmente en forma de gas monoatómico. La atmósfera terrestre contiene 15,4 ppm y se obtiene por subenframiento del aire y destilación del líquido criogénico resultante.

Compuestos

Aún cuando el neon es inerte a efectos prácticos se ha obtenido un compuesto con flúor en el laboratorio. No se sabe con certeza si éste o algún otro compuesto de neón distinto existe en la naturaleza, pero algunas evidencias sugieren que puedes ser así. Los iones Ne+, (NeAr)+, (NeH)+ y (HeNe+) han sido observados en investigaciones espectrométricas de masa y ópticos. Además, se sabe que el neón forma un hidrato inestable.

Isótopos

Existen tres isótopos estables, Ne-20 (90.48%), Ne-21 (0.27%) y Ne-22 (9.25%). El Ne-21 y Ne-22 se obtienen principalmente por emisión neutrónica, y desintegración α del Mg-24 y Mg-25 respectivamente, y sus variaciones son bien conocidas, no así las del Ne-20 sobre el cual aún hay discrepancias. Las partículas alfa provienen de la cadenas de desintegración del uranio mientras que los neutrones se producen en su mayoría mediante reacciones secundarias de las partículas α. Como resultado de estas reacciones, en las rocas ricas en uranio, como los granitos, se ha observado que la relación Ne-20/Ne-22 tiende a disminuir mientras la relación Ne-21/Ne-22 aumenta. Los análisis realizados en rocas expuestas a rayos cósmicos han demostrado la generación de Ne-21 a partir de núcleos de Mg, Na, Si y Al, lo que sugiere que es posible, analizando los porcentajes de los tres isótopos, fechar el tiempo de exposición de las rocas superificiales y meteoritos. De forma similar al xenón, el neón de las muestras de gases volcánicos presenta un enriquecimiento de Ne-20 así como Ne-21 cosmogénico. Igualmente se han encontrado cantidades elevadas de Ne-20 en diamantes lo que induce a pensar en la existencia de reservorios de neón solar en la tierra.

Referencias externas

- [http://www.webelements.com/webelements/elements/text/Ne/index.html WebElements.com - neón]
- [http://environmentalchemistry.com/yogi/periodic/Ne.html EnvironmentalChemistry.com - neón]
- [http://www.mtas.es/insht/ipcsnspn/nspn0627.htm Instituto Nacional de Seguridad e Higiene en el Trabajo de España]: Ficha internacional de seguridad química del neón. Categoría: Elementos químicos ja:ネオン ko:네온 ms:Neon th:นีออน

Kriptón

Bromo - Kriptón
Ar Kr Xe
	250px Tamaño completo

General

Nombre, símbolo, número

Kriptón, Kr, 36

Serie química

Gases nobles

Grupo, periodo, bloque

18, 4 , p

Densidad, dureza Mohs

3,708 kg/m³ (273 K), _

Apariencia

Incoloro
125px

Propiedades atómicas

Peso atómico

83,798 uma

Radio medio^†

Sin datos

Radio atómico calculado

88 pm

Radio covalente

110 pm

Radio de Van der Waals

202 pm

Configuración electrónica

Ar]3d¹⁰ 4s² 4p⁶

Estados de oxidación (óxido)

0 (desconocido)

Estructura cristalina

Cúbica centrada en las caras

Propiedades físicas

Estado de la materia

Gas (no-magnético)

Punto de fusión

115,79 K

Punto de ebullición

119,93 K

Entalpía de vaporización

9,029 kJ/mol

Entalpía de fusión

1,638 kJ/mol

Presión de vapor

Velocidad del sonido

1120 m/s a 293,15 K

Información diversa

Electronegatividad

3,00 (Pauling)

Calor específico

248 J/(kg
- K)

Conductividad eléctrica

Sin datos

Conductividad térmica

0,00949 W/(m
- K)

1° potencial de ionización

1350,8 kJ/mol

2° potencial de ionización

2350,4 kJ/mol

3° potencial de ionización

3565 kJ/mol

4° potencial de ionización

5070 kJ/mol

5° potencial de ionización

6240 kJ/mol

6° potencial de ionización

7570 kJ/mol

7° potencial de ionización

10710 kJ/mol

8° potencial de ionización

12138 kJ/mol

Isótopos más estables

iso.	AN	Vida media	MD	ED M eV	PD
⁷⁸Kr	0,35%	Kr es estable con 42 neutrones
⁸⁰Kr	2,25%	Kr es estable con 44 neutrones
⁸¹Kr	Sintético	229000 a	ε	0,281	⁸¹Br
⁸²Kr	11,6%	Kr es estable con 46 neutrones
⁸³Kr	11,5%	Kr es estable con 47 neutrones
⁸⁴Kr	57%	Kr es estable con 48 neutrones
⁸⁵Kr	Sintético	10,756 años	β^-	0,687	⁸⁵Rb
⁸⁶Kr	17,3%	Kr es estable con 50 neutrones

El kriptón o criptón es un elemento químico de la tabla periódica cuyo símbolo es Kr y su número atómico es 36.

Características principales

El kriptón es una gas noble incoloro, inodoro e insípido de muy pequeña reactividad caracterizado por un espectro de líneas verde y rojo-naranja muy brillantes. Es uno de los productos de la fisión nuclear del uranio. El kriptón sólido es blanco, de estructura cristalina cúbica centrada en las caras al igual que el resto de gases nobles. Para propósitos prácticos puede considerarse un gas inerte aunque se conocen compuestos formados con el flúor; además puede formar clatratos con el agua al quedar sus átomos atrapados en la red de moléculas de agua. También se han sintetizado clatratos con hidroquinona y fenol.

Aplicaciones

La definición de la longitud del metro estuvo entre 1960 y 1983 basada en la radiación emitida por el átomo excitado de kriptón; en concreto, el metro estaba definido como 1.650.763,73 veces la longitud de onda de la emisión roja-naranja de un átomo de Kr-86. Se usa en solitario o mezclado con neón y argón en lámparas fluorescentes; en sistemas de iluminación de aeropuertos, ya que el alcance de la luz roja emitida es mayor que la ordinaria incluso en condiciones climatológicas adversas de niebla; y en las lámparas incandescentes de filamento de tungsteno de proyectores de cine. El láser de kriptón se usa en medicina para cirugía de la retina del ojo El kriptón-85 se usa en análisis químicos embebiendo el gas en sólidos, proceso durante el que se forman kriptonatos cuya actividad es sensible a las reacciones químicas producidas en la superficie de la solución. También se usa en flases fotográficos para fotografía de alta velocidad, en la detección de fugas en contenedores sellados y para excitar el fósforo de fuentes de luz sin alimentación externa de energía

Historia

El kriptón (del griego κρυπτόν, oculto) fue descubierto en 1898 por William Ramsay y Morris Travers en un residuo de la evaporación del aire líquido. En 1960, la Oficina Internacional de Pesos y Medidas definió el metro en función de la longitud de onda de la radiación emitida por el isótopo Kr-86 en sustitución de la barra patrón. En 1983 la emisión del kriptón se sustituyó por la distancia recorrida por la luz en 1/299.792.458 segundos.

Abundancia y obtención

Gas raro en la atmósfera terrestre, del orden de 1 ppm, se encuentra entre los gases volcánicos y aguas termales y en diversos minerales en muy pequeñas cantidades. Puede extraerse del aire por destilación fraccionada. En la atmósfera del planeta Marte se ha encontrado un contenido de 0,3 ppm de kriptón.

Isótopos

El kriptón natural está constituido por seis isótopos estables y se han caracterizado diecisiete isótopos radiactivos. El isótopo Kr-81 es producto de reacciones atmosféricas con los otros isótopos naturales, es radiactivo y tiene una vida media de 250,000 años. Al igual que el xenón, el kriptón es extremadamente volátil y escapa con facilidad de las aguas superficiales por lo que se ha usado para datar antiguas (50000 a 800000 años) aguas subterráneas. El isótopo Kr-85 es un gas inerte radiactivo de 10,76 años de vida media que se produce en la fisión del uranio y del plutonio. Las fuentes de este isótopo son las pruebas nucleares (bombas), los reactores nucleares y el reprocesado de las barras de combustible de los reactores. Se ha detectado un fuerte gradiente de este isótopo entre los hemisferios norte y sur, siendo las concentraciones detectadas en el polo norte un 30% más altas que en polo Sur.

Referencias

- [http://enciclopedia.us.es/index.php/Kript%F3n Enciclopedia Libre]
- [http://pearl1.lanl.gov/periodic/elements/36.html Los Alamos National Laboratory – Kriptón]
- [http://www.ead.anl.gov/pub/doc/krypton.pdf Argonne National Laboratory - kriptón]

Enlaces externos

- [http://www.webelements.com/webelements/elements/text/Kr/index.html WebElements.com - Krypton]
- [http://environmentalchemistry.com/yogi/periodic/Kr.html EnvironmentalChemistry.com - Krypton] Categoría: Elementos químicos ja:クリプトン ms:Kripton

Listado alfabético de elementos químicos

Esta es una lista de elementos químicos por nombre. Dado es el símbolo, número atómico, masa atómica y números del grupo y periodo de la tabla periódica de los elementos de cada elemento.

Notas

- Este elemento no tiene isótopos estables, y el valor entre corchetes (como [209]) indica el número de masa del isótopo más estable. Sin embargo, tres elementos, torio, protactinio y uranio, tienen una composición isotópica característica en la Tierra y por eso se incluye su masa atómica.
- La composición isotópica de este elemento puede variar más de lo que se establece en la lista.
- La composición isotópica de este elemento puede variar en materiales comerciales, así que la masa atómica puede ser diferente al valor dado.
- La composición isotópica de este elemento es variable, por lo cual no se puede proporcionar un valor más preciso de la masa atómica.
- La masa atómica de litio comercial puede variar entre 6.939 y 6.996.

Fuentes

- Atomic Weights of the Elements 2001, [http://www.iupac.org/publications/pac/2003/7508/7508x1107.html Pure Appl. Chem. 75(8), 1107-1122, 2003]. Actual el 30 de junio de 2005. Masas atómicas de elementos con números atómicos entre 1 y 109 tomado de esta fuente.
- [http://www.webelements.com/ WebElements Periodic Table]. Actual el 30 de junio de 2005. Masas atómicas de elementos con números atómicos entre 110 y 118 tomado de esta fuente.

Véase también

- Tabla periódica de los elementos
- Lista de elementos por símbolo Category:Elementos químicos ja:元素の一覧 (名前順)

Serie química

Una serie química o familia es un grupo de elementos químicos que tienen propiedades físicas y químicas similares, variando éstas de forma más o menos importante dentro del grupo. Estas familias se han delimitado atendiendo a distintos criterios: configuración electrónica, carácter metálico, etcétera. Antes de la creación de la tabla periódica de los elementos, que se construyó intentando organizar los elementos según sus propiedades químicas, ya se habían observado algunas familias. Algunas familias corresponden exactamente con grupos (columnas) de la tabla periódica; esto no es una coincidencia, puesto que las propiedades físicas de los elementos de un grupo provienen de tener una configuración electrónica similar, que hace que estos elementos se coloquen en el mismo grupo de tabla periódica. Ordenados en grupos (columnas) son importantes y tienen un nombre reconocido:
- Alcalinos (grupo 1)
- Alcalinotérreos (grupo 2)
- Halógenos (grupo 17)
- Gases nobles (grupo 18) Los otros grupos suelen ser llamados por el nombre del elemento cabecera del grupo: el grupo 16 es el grupo del oxígeno, el 14 es el grupo del carbono, etcétera. También reciben otros nombres en desuso:
- Metales de acuñar (cobre, plata y oro: grupo 11)
- Elementos térreos: grupo del boro (grupo 13)
- Elementos carbonoides: grupo del carbono (grupo 14)
- Elementos nitrogenoides: grupo del nitrógeno (grupo 15)
- Elementos calcógenos o anfígenos: grupo del oxígeno (grupo 16) Es frecuente dividir a los elementos en bloques dentro de la tabla periódica:
- Bloque s
- Bloque p
- Bloque d
- Bloque f
- Bloque g A los elementos del bloque f también se les conoce como "tierras raras" o "elementos de transición interna". Se dividen en dos series y lo normal es llamarlos por los nombres de estas dos series:
- Lantánidos
- Actínidos Los elementos del grupo s y p son conocidos conjuntamente como:
- Elementos representativos Según las características metálicas de los elementos, éstos también pueden ser divididos de la siguiente forma:
- Metales alcalinos y metales alcalinotérreos
- Metales de transición (y metales de transición interna)
- Metales del bloque p
- Metaloides o semimetales
- No metales Aunque la frontera entre metales y no metales es difusa. Finalmente, otras familias de elementos:
- Metales nobles (rutenio, osmio, rodio, iridio, paladio, platino, plata y oro)
- Grupo del platino (rutenio, osmio, rodio, iridio, paladio y platino) category:Química inorgánica ja:元素の分類 ko:화학 계열

Grupo de la tabla periódica

Un grupo de la tabla periódica es una columna de la tabla periódica de los elementos. Hay 18 grupos en la tabla periódica estándar. No es coincidencia que muchos de estos grupos correspondan a conocidas familias de elementos químicos: la tabla periódica se ideó para ordenar estas familias de una forma coherente y fácil de ver. La explicación moderna del ordenamiento en la tabla periódica es que los elementos de un grupo tienen configuraciones electrónicas similares en los niveles de energía más exteriores; y como la mayoría de las propiedades químicas dependen profundamente de las interacciones de los electrones que están colocados en los niveles más externos, esto hace que los elementos de un mismo grupo tengan propiedades físicas y químicas parecidas.

Numeración de los grupos

Actualmente la forma en la que se suelen numerar los 18 grupos es empleando el sistema recomendado por la IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry) en 1985, que consiste en utilizar números arábigos. De esta forma la primera columna es el grupo 1, la segunda el grupo 2, y así hasta la decimoctava que corresponde al grupo 18. Anteriormente a la forma de la IUPAC existían dos maneras de nombrar los grupos, un sistema europeo y otro estadounidense, ambos cada vez más en desuso. Éstas emplean números romanos y letras. En el sistema europeo primero se pone el número romano y luego una A si el elemento está a la izquierda o una B si lo está a la derecha. En el estadounidense se hace lo mismo pero la A se pone cuando se trata de un elemento representativo (grupos 1, 2 y 13 a 18) y una B en el resto. Se listan a continuación los grupos (entre paréntesis los antiguos sistemas: europeo y estadounidense):
- Grupo 1 (IA,IA): alcalinos
- Grupo 2 (IIA,IIA): alcalinotérreos
- Grupo 3 (IIIA,IIIB)
- Grupo 4 (IVA,IVAB)
- Grupo 5 (VA,VB)
- Grupo 6 (VIA,VIB)
- Grupo 7 (VIIA,VIIB)
- Grupo 8 (VIIIA,VIIIB)
- Grupo 9 (VIIIA,VIIIB)
- Grupo 10 (VIIIA,VIIIB)
- Grupo 11 (IB,IB): metales de acuñar (nombre no recomendado por la IUPAC)
- Grupo 12 (IIB,IIB)
- Grupo 13 (IIIB,IIIA): grupo del boro
- Grupo 14 (IVB,IVA): grupo del carbono
- Grupo 15 (VB,VA): grupo del nitrógeno
- Grupo 16 (VIB,VIA): grupo del oxígeno
- Grupo 17 (VIIB,VIIA): halógenos
- Grupo 18 (VIIIB,VIIIA): gases nobles ja:元素の族 ko:주기율표 족 th:หมู่ในตารางธาตุ

Periodo de la tabla periódica

En la tabla periódica de los elementos, un periodo es cada fila de la tabla. El número de niveles energéticos que tiene un átomo determina el periodo al que pertenece. Cada nivel está dividido en distintos subniveles, que conforme aumenta su número atómico se van llenado en este orden (véase configuración electrónica): 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p 8s 5g 6f 7d 8p ... Y esta es la razón de la estructura que presenta la tabla periódica. Puesto que los electrones situados en niveles más externos determinan en gran medida las propiedades químicas, estos tienden a ser similares dentro de un grupo de la tabla periódica. Dos elementos adyacentes en un grupo tienen propiedades físicas parecidas, a pesar de la significativa diferencia de masa. Dos elementos adyacentes en un periodo tienen masa similar, pero propiedades diferentes.

Véase también

- Elementos del periodo 1
- Elementos del periodo 2
- Elementos del periodo 3
- Elementos del periodo 4
- Elementos del periodo 5
- Elementos del periodo 6
- Elementos del periodo 7 ja:元素の周期 ko:주기율표 주기 th:คาบในตารางธาตุ

Bloque de la tabla periódica

La tabla periódica de los elementos se puede dividir en bloques de elementos según el orbital que estén ocupando los electrones más externos. En el diagrama se muestran los bloques en los que se divide la tabla periódica estándar. imagen:bloques_tabla_periódica.png Los bloques se llaman según la letra que hace referencia al orbital más externo: s, p, d y f. Podría haber más elementos que llenarían otros orbitales, pero no se han sintetizado o descubierto; en este caso se continúa con el orden alfabético para nombrarlos.
- Bloque s
- Bloque p
- Bloque d
- Bloque f
- Bloque g Hay otras formas de agrupar a los elementos, en distintas familias. Véase serie química. Categoría:Elementos químicos ja:元素のブロック th:บล็อกในตารางธาตุ

Elementos del periodo 3

Un elemento del periodo 3 es aquel elemento químico en la tercera fila (o periodo) de la tabla periódica. Estos son:

Elementos químicos del periodo 3
conf. e^-
Grupo	1	2	3	4	5	6	7	8	9	10	11	12	13	14	15	16	17	18
# Nombre	11 Na	12 Mg											13 Al	14 Si	15 P	16 S	17 Cl	18 Ar


Alcalinos	Alcalinotérreos	Lantánidos	Actínidos	Metales de transición
Metales del bloque p	Metaloide	No metales	Halógenos	Gases nobles

Elementos del periodo 1 - Elementos del periodo 2 - Elementos del periodo 3 - Elementos del periodo 4 - Elementos del periodo 5 - Elementos del periodo 6 - Elementos del periodo 7 - Elementos del periodo 8 3 ja:第3周期元素 th:ธาตุคาบ 3

Elementos del bloque p

Los elementos del bloque p (de principal) son aquellos situados en los grupos 13 a 18 de la tabla periódica de los elementos. En estos elementos el nivel energético más externo corresponde a orbitales p (véase la configuración electrónica). La configuración electrónica externa de estos elementos es: ns²np^x (x=1 a 6, siendo 1 para el primer grupo, 2 para el segundo, etc.) imagen:bloques_tabla_periódica.png En el diagrama se muestra la tabla periódica dividida en bloques. Estos elementos tienen propiedades parecidas dentro de un grupo (columna). Los grupos se denominan normalmente refiriéndose al elemento cabecera del grupo en los cuatro primeros (se listan los estados de oxidación más comunes):
- Grupo del boro (grupo 13); +3, -3, +1 (en los más pesados).
- Grupo del carbono (grupo 14); +4, -4, +2 (en los más pesados).
- Grupo del nitrógeno (grupo 15); +5, +3, -3.
- Grupo del oxígeno (grupo 16); -2, +2, +4.
- Halógenos (grupo 17); -1.
- Gases nobles Otros bloques:
- grupo del nitrógeno o nitrogenoideos
- Bloque s
- Bloque d
- Bloque f
- Bloque g categoría:Grupo de elementos químicos ja:Pブロック元素 th:บล็อก-p

Dureza

La dureza (en inglés, hardness) es la capacidad que tiene un material de soportar esfuerzos sin deformarse permanentemente. No debe confundirse con la tenacidad (en inglés, toughness). Hay diversas formas de medir la dureza, si bien la mayoría consiste en utilizar un pequeño indentador, es decir, un dispositivo que trata de penetrar el material, que puede ser un pequeño balín o una aguja.

Escala de Mohs

En mineralogía se utiliza la escala de Mohs, creada por el austríaco Friedrich Mohs, que mide la resistencia al rayado de los materiales.

Escalas de uso industrial

En metalurgia la dureza se mide mide mediante el ensayo de penetración. Dependiendo del tipo de punta empleada y del rango de cargas aplicadas, existen diferentes escalas, adecuadas para distintos rangos de dureza. El interés de la determinación de la dureza de los metales, estriba en la correlación existente entre la dureza y la resistencia mecánica en los aceros al carbono, siendo un método de ensayo más económico y rápido que el ensayo de tracción, por lo que su uso está muy extendido. Hasta la aparición de la primera máquina Brinell para la determinación de la dureza, ésta se medía de forma cualitativa empleando una lima de acero templado que era el material más duro que se empleaba en los talleres.

Escalas de uso industrial actuales

Dureza Brinell: Emplea como punta una bola de acero. Para materiales duros, es poco exacta. Dureza Rockwell: Se utiliza como punta un cono de diamante (en algunos casos bola de acero). Es la más extendida, ya que la dureza se obtiene por medición directa y es apto para todo tipo de materiales. Se suele considerar un ensayo no destructivo por el pequeño tamaño de la huella. Existe una variante del ensayo, llamada Rockwell superficial, para la caracterización de piezas muy delgadas, como cuchillas de afeitar o capas de materiales que han recibido algún tratamiento de endurecimiento superficial. Dureza Webster: Emplea máquinas manuales en la medición, siendo apto para piezas de difícil manejo como perfiles largos extruidos. El valor obtenido se suele convertir a valores Rockwell. Dureza Vickers: Emplea como penetrador un diamante con forma de pirámide cuadrangular. Para materiales blandos, los valores Vickers coinciden con los de la escala Brinell. Categoría:Ingeniería mecánica Categoría:Mineralogía ja:硬さ

Color

El color es un fenómeno físico de la luz, relacionado con las diferentes longitudes de onda en la zona visible del espectro electromagnético, que perciben las personas y algunos animales a través de los órganos de la visión, como una sensación que nos permite diferenciar los objetos del espacio con mayor precisión. Todo cuerpo iluminado absorbe todas o parte de las ondas electromagnéticas y refleja las restantes. Las ondas reflejadas son analizadas por el ojo e interpretadas cómo colores según las longitudes de ondas correspondientes (ver tabla de longitud de onda ). El ojo humano sólo percibe el color cuando la iluminación es abundante. Con poca luz vemos en blanco y negro. Algunos enfermedades como el daltonismo o la acromatopsia no permiten ver los colores bien. En el reino animal los mamíferos no suelen diferenciar bien los colores, las aves en cambio si. Por regla general los animales nocturnos ven en blanco y negro. El color blanco resulta de la superposición de todos los colores, mientras que el negro es la ausencia de luz. Una luz blanca puede ser descompuesta en todos los colores (el espectro) por medio de un prisma. En la naturaleza esta descomposición da lugar al arco iris. Con frecuencía, éstas longitudes de ondas, que llamamos "colores" y que forman parte de sólo un segmento muy pequeño de todo el espectro electrómagnetico de la luz solar, son dispuestos o distribuidos en lo que, en el mundo del Arte, se conoce como el círculo cromático, Isaac Newton, fue uno de los primeros en estudar el fenomeno de la luz y la teoría del color; uno de sus experimentos más famosos lo constituye la creación de un círculo cromático giratorio, llamado por algunos "Circulo de Newton", el cual es un circulo, sobre el cual, se han dispuesto Secciones Circulares (con en forma de trozos de pastel) colocados en forma equidistante con restecto al centro del circulo y con restecto a unos de otros. Cada uno de estos sectores circulares, está pintado con uno de los colores del espectro solar, en su orden corelativo (rojo, anaranjado, amarillo, verde, azul y violeta)... Al hacer girar a gran velocidad éste círculo cromático mediante un mecanismo de engranajes bien dispuestos para tal fin, la superficie del circulo se torna de color blanco, desaparenciendo momentaneamente cada uno de los sectores circulares coloreados... Al detenerse el circulo, desaparece el color Blanco y de nuevo, reaparecen los colores anteriormente mencionados dispuestos en sectores circulares.

Sistemas de representación del color

Un modelo de color es un modelo matemático abstracto que describe la forma en que los colores pueden ser representados como tuples de números, normalmente tres o cuatro valores o componentes de color. A continuación se presenta un listado de los modelos o sistemas que describen formas de modelar los colores:
- Sistema de colores espectrales primarios RGB
- Sistema de televisión NTSC
- Sistema cromático de diferencias de color YUV
- Sistema cromático XYZ
- Sistema cromático IHS
- CMYK
- HSV
- Codificación hexadecimal del color Codificación hexadecimal del color Codificación hexadecimal del color

Colores Primarios

Existen dos conjuntos de colores primarios. Los primarios aditivos sirven para generar todos los otros colores por medio de combinación de luces o de puntos en una pantalla. Estos son el rojo, el verde y el azul, que corresponden aproximadamente con los tres picos de sensibilidad de los tres sensores de color en nuestros ojos. Estos son los colores que se utilizan en un monitor de computadora o una pantalla de televisión. Los primarios sustractivos sirven para generar todos los otros colores cuando se mezclan pinturas o tintas. Aunque tradicionalmente se han utilizado como primarios sustractivos el rojo, el amarillo y el azul, los verdaderos primarios sustractivos son el magenta, el cian y el amarillo. Son estos los tres colores que encontramos en el cartucho de color de una moderna impresora de inyección de tinta.
- Rojo y sus matices:
- carmesí
- color bermellón
- escarlata
- grana
- carmín
- Rosado
- Amarillo y sus matices:
- color ocre
- color pajizo
- Azul y sus matices:
- celeste

Otros matices

celeste
- verde
- Violeta_(color)
- anaranjado
- añil
- magenta
- morado
- bermejo
- azabache
- alazán
- color lila
- color sepia
- cían
- marrón
- beige
- trigueño
- negro, ausencia de color
- blanco, presencia de todos los colores
- color pardo, obscurecimiento de un(os) color(es)que se perciben más con los bastones
- que con los conos
- . Células fotosensibles de la retina del ojo humano.
- color fosforescente, color que resalta su brillo después de absorber luz.
- Color prieto, grado de obscurecimiento de un color que le dificulta distinguirse del negro.

Colores de la heráldica

- Gules
- Azur
- Sinople.
- color sable
- leonado
- oro
- púrpura
- sanguíneo

Véase también

- RGB
- CMY(K)
- HTML (colores)
- Colores HTML (tabla 1)
- Colores HTML (tabla 2)
- Colores Web (paleta restringida)

Enlaces externos

- [http://www.txipinet.com/gui2.php#color Diseño de GUIs]
- [http://www.desarrolloweb.com/articulos/1444.php?manual=47 Teoria del color] Categoría:Óptica Categoría:Color ja:色 ko:색 simple:Color

Unidad de masa atómica

Una unidad de masa atómica, también denominada uma, o Dalton en honor del químico John Dalton, es la más pequeña unidad de masa usada para expresar masas atómicas y masas moleculares. Equivale a una doceava parte de la masa del núcleo del isótopo más abundante del carbono: el ¹²C. Se corresponde aproximadamente con la masa de un protón (o un átomo de hidrógeno). Se abrevia como uma, aunque también puede encontrarse por su acrónimo inglés: amu (Atomic Mass Unit). Las masas atómicas de los elementos químicos dadas en esta unidad suelen ser calculadas con la media ponderada de las masas de los distintos isótopos de cada elemento, lo que explica la aparente no correspondencia entre la masa atómica de un elemento y el número de nucleones que alberga su núcleo. : 1 uma = 1.67 · 10^-27 kg : 1 g ~ 6 · 10²³ uma Por ejemplo, la masa atómica del silicio es de 28,1 uma. Numéricamente es igual a la masa atómica expresada en g/mol (gramos por mol), es decir, igual a la masa de N_A átomos o moléculas de una sustancia expresada en gramos.

Véase también

- Macromolécula
- Lista de constantes físicas Categoría:Constantes físicas categoría:Unidades de masa ja:原子質量単位 th:หน่วยมวลอะตอม

Radio atómico

El radio atómico es la distancia entre el núcleo del átomo y el electrón estable más alejado del mismo. Se suele medir en picómetros (1 pm=10^-12 m) o Angstroms (1 Å=10^-10 m). Al ser los núcleos y los electrones partículas cuánticas, sometidas al principio de indeterminación de Heisenberg, las medidas directas de distancias no pueden tener sino un significado estadístico. Convencionalmente, se define como la mitad de la distancia existente entre los centros de dos átomos enlazados, y dependiendo de ese enlace podremos hablar de radios atómicos, iónicos, metálicos o radios de van der Waals. En función del tipo de enlace químico se definen también otros radios como el covalente (generalmente para elementos no metálicos) y el iónico (para elementos metálicos). Situados ahora en la tabla periódica, una sencilla regla mnemotécnica para recordar el modo en que aumenta el radio atómico es la siguiente: El radio atómico de un elemento aumenta de arriba a abajo y de derecha a izquierda en la tabla periódica. La explicación a este fenómeno se encuentra en que la fuerza de atracción que el núcleo del átomo ejerce sobre los electrones es mayor al final de cada período, de manera que los electrones de los átomos de los elementos que se encuentran más a la derecha se encuentran más atraídos por el núcleo, de modo que, como el número de niveles en el que se enlazan los átomos es el mismo, el radio disminuye. Paralelamente a esto, en cada período aumenta en una unidad el número de capas en el que se distribuyen los electrones del átomo, de manera que los átomos de los elementos de mayor período tienen mayor radio. ja:原子半径 ko:원자 반지름

Radio covalente

Se denomina radio covalente a la mitad de la distancia entre dos átomos iguales que forman un enlace covalente. ---- Química ja:共有結合半径 ko:공유 반지름 th:รัศมีโควาเลนต์

Configuración electrónica

En química, la configuración electrónica es el modo en el cual los electrones están ordenados en un átomo. Como los electrones son fermiones están sujetos al principio de exclusión de Pauli, que dice que dos fermiones no pueden estar en el mismo estado cuántico a la vez. Por lo tanto, en el momento en que un estado es ocupado por un electrón, el siguiente electrón debe ocupar un estado mecanocuántico diferente. En un átomo, los estados estacionarios de la función de onda de un electrón (los estados que son función propia de la ecuación de Schrödinger HΨ = EΨ en donde H es el hamiltoniano) se denominan orbitales, por analogía con la clásica imagen de los electrones orbitando alrededor del núcleo. Estos estados tienen cuatro números cuánticos: n, l, m_l and m_s, y, en resumen, el principio de Pauli quiere decir que no puede haber dos electrones en un mismo átomo con los cuatro valores de los números cuánticos iguales. Los más importantes de estos son el n y el l.

Valores de los números cuánticos

El primer número cuántico n (llamado a veces número cuántico principal) corresponde a los diferentes niveles de energía permitidos o niveles cuánticos; los valores que toma son 1, 2, 3, 4,... Para n=1 se tiene el nivel de menor energía. En algunos casos (por ejemplo en espectroscopia de rayos X) también se denotan como K, L, M, N,... El segundo número cuántico l corresponde al momento angular del estado. Estos estados tienen la forma de harmónicos esféricos, y por lo tanto se describen usando polinomios de Legendre. A estos subniveles, por razones históricas, se les asigna una letra, y hacen referencia al tipo de orbital (s, p, d, f): Los valores que puede tomar l son: 0,..., (n-1), siendo n el número cuántico principal. El tercer número cuántico, m, puede tomar los valores desde -l a l, y por lo tanto hay un total de 2l+1 estados posibles. Cada uno de estos puede ser ocupado por dos electrones con espines opuestos, lo que viene dado por el número cuántico s(spin), que puede valer +1/2 o -1/2. Esto da un total de 2(2l+1) electrones en total (tal como se puede ver en la tabla anterior). En resumen, estos son los valores que pueden tomar los números cuánticos:

Llenado de orbitales

Para obtener la configuración electrónica de un elemento, los estados se van ocupando por electrones según la energía de estos estados: primero se ocupan los de menor energía. Por el hecho de que el estado 3d (n=3 y l=2) está más alto en energía que el 4s (n=4 y l=0), existen los metales de transición; y como en el orbital d caben 10 electrones según la primera tabla (o bien haciendo l=2 en 2(2l+1)=10), hay diez elementos en cada serie de transición. Lo mismo ocurre con otros bloques de elementos que se pueden ver en la tabla periódica de los elementos. Se suele emplear una regla mnemotécnica consistente en hacer una tabla en donde en la primera fila se escribe 1s, 2s, 3s,..., en la segunda fila, saltándose una columna, 2p, 3p,... y así sucesivamente. Los primeros niveles que se van llenando con electrones son los que quedan más a la izquierda y abajo de la tabla, como indica el sentido de las flechas en el diagrama: imagen:llenado_orbitales.png Concretamente, en el diagrama se llenan hasta el 3d, comenzando la primera serie de transición. Si por ejemplo se quiere saber la configuración electrónica del vanadio, con el diagrama obtendríamos: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d³ En donde el primer número es el número cuántico principal, la letra es el segundo (tipo de orbital) y el superíndice es el número de electrones que están en ese nivel (los términos anteriores se ordenan luego siguiendo el orden del número cuántico principal). Por tratarse del vanadio hay que colocar 23 electrones. En un orbital s caben 2; en uno p, 6 y en uno d, 10. El último orbital sólo tendría 3 electrones por lo que no estaría lleno. Sin embargo, existen algunas excepciones de elementos que no siguen totalmente esta regla, por ejemplo el cromo, con un electrón más, 3d⁵4s¹ (véase configuración electrónica de los elementos químicos). Otra notación que se puede emplear es la de indicar ordenadamente el número de electrones que hay en cada nivel, por ejemplo en el silicio sería: 2 8 4.

Bloques de la tabla periódica

Las propiedades químicas de un átomo dependen mucho de cómo están ordenados los electrones en los orbitales de más energía (a veces llamados de valencia), aparte de otros factores como el radio atómico, la masa atómica, o la accesibilidad de otros estados electrónicos. Conforme se baja en un grupo de elementos, desde el más ligero al más pesado, los electrones más externos, en niveles de energía más altos, y que por tanto es más fácil que participen en las reacciones químicas, están en el mismo orbital, con una forma parecida, pero con una energía y distancia al núcleo mayores. Por ejemplo, el carbono y el plomo tienen cuatro electrones en sus orbitales más externos. Debido a la importancia de los niveles energéticos más exteriores, las distintas regiones de la tabla periódica se dividen en bloques, llamándolas según el último nivel ocupado: bloque s, bloque p, bloque d y bloque f, tal como se ve en el diagrama. imagen:bloques_tabla_periódica.png

Regla de octeto

Para que un átomo sea estable debe tener todos sus orbitales llenos (cada orbital con dos electrones, uno de spin +1/2 y otro de spin -1/2) Por ejemplo, el oxígeno, que tiene configuración electrónica 1s², 2s², 2p⁴, debe llegar a la configuración 1s², 2s², 2p⁶ con la cual los niveles 1 y 2 estarían llenos. Entonces el oxígeno tendrá la tendencia a ganar los 2 electrones que le faltan, por esto se combina con 2 hidrógenos (en el caso del agua, para poner un ejemplo), que cada uno necesita 1 electrón (el cual recibe del oxígeno) y otorga a dicho átomo 1 electrón cada uno. De este modo, cada hidrógeno completó el nivel 1 y el oxígeno completó el nivel 2.

Moléculas

En las moléculas hay que tratar con los orbitales moleculares. Se conoce como molécula a la unión de átomos no metálicos los cuales por tener cantidad de electrones exteriores muy cercana al octeto, tienen una alta electronegatividad por lo tanto tienden a atraer electrones (a diferencia de los metales que tienden a perderlos) por lo tanto, si se encuentran con otro átomo no metálico compartirán electrones hasta ambos llegar a los 8 electrones exteriores. Éste tipo de union se llama COVALENTE y es la más fuerte conocida por la ciencia (superior a la fuerza de atracción metálica, iónica, polar, etc.) Para poner un ejemplo, el material más duro y resistente de la naturaleza, el diamante, es una red de átomos de carbono unidos entre si por uniones covalentes. Para llegar a romper esas uniones se necesita elevar la sustancia a aproximadamente 6273K ---- En física y química se denomina orbital a la zona del espacio que rodea a un núcleo atómico donde la probabilidad de encontrar un electrón es maxima, cercana al 90%. ---- Categoría:Química ja:電子配置

Neón

Características principales

Aplicaciones

Historia

El neón (del griego neos, nuevo) fue descubierto por William Ramsay y Morris Travers en 1898.

Abundancia y obtención

El neón se encuentra usualmente en forma de gas monoatómico. La atmósfera terrestre contiene 15,4 ppm y se obtiene por subenframiento del aire y destilación del líquido criogénico resultante.

Compuestos

Isótopos

Referencias externas

Estado de oxidación

El estado de oxidación o número de oxidación se define como la suma de cargas positivas y negativas de un átomo, lo cual indirectamente indica el número de electrones que el átomo ha aceptado o cedido. El estado de oxidación es una aproximación conceptual, útil por ejemplo cuando se producen procesos de oxidación y reducción (procesos rédox). Los protones de un átomo tienen carga positiva, y esta carga se ve compensada por la carga negativa de los electrones; si el número de protones y de electrones es el mismo el átomo es eléctricamente neutro. Si el átomo cede un electrón las cargas positivas de los protones no son compensadas, pues hay insuficientes electrones. De esta forma se obtiene un ión con carga positiva (catión), A⁺, y se dice que es un ión monopositivo; su estado de oxidación es de +1. En cambio, si el átomo acepta un electrón, los protones no compensan la carga de los electrones, obteniéndose un ión mononegativo, A^-. El átomo puede ceder un mayor número de electrones obteniéndose iones dipositivos, tripositivos, etc. Y de la misma forma, puede aceptarlos, dando iones de distintas cargas. Los estados de oxidación se denotan en los nombres químicos mediante números romanos entre paréntesis después del elemento de interés. Por ejemplo, un ión de hierro con un estado de oxidación +3, Fe³⁺, se escribiría de la siguiente forma: hierro (III). El óxido de manganeso con el manganeso presentando un estado de oxidación de +7, MnO^4-, se nombra como "óxido de manganeso (VII)"; de esta forma se puede diferenciar de otros óxidos. En estos casos no es necesario indicar si la carga del ión es positiva o negativa. En la fórmula química, el estado de oxidación de los iones se indica mediante un superíndice después del símbolo del elemento, como ya se ha visto en Fe³⁺, o por ejemplo, en el oxígeno (II), O^2-. No se indica el estado de oxidación en el caso de que sea neutro. La fórmula siguiente muestra a la molécula de yodo, I₂, aceptando dos electrones, de forma que pasa a presentar un estado de oxidación de -1: I₂ + 2e^- → 2I^- Cuando se escriben reacciones químicas, las siguientes reglas permiten obtener el estado de oxidación que presenta cada elemento:
- Entre átomos distintos que comparten un electrón, se considera que el átomo de mayor electronegatividad tiene ese electrón y el otro lo cede.
- Si los átomos son iguales, se considera que lo comparten. no es obvio en qué estados de oxidación están los iones de una molécula. Por ejemplo, en Cr(OH)₃, no se indica ningún estado de oxidación, pero hay un enlace iónico. Hay varias reglas para determinar el estado de oxidación de cada ión:
- El estado de oxidación de átomos neutros es igual a cero.
- En las moléculas neutras, la suma de los estados de oxidación da cero.
- El flúor siempre tiene un estado de oxidación de -1 (se trata de un átomo muy electronegativo).
- El oxígeno suele tener un estado de oxidación de -2, excepto en varios casos:
- En el caso de que haya flúor, que tendrá estado de oxidación -1.
- Cuando hay enlaces entre dos átomos de oxígeno; un oxígeno neutraliza la carga del otro.
- En peróxidos, por ejemplo, el agua oxigenada (peróxido de hidrógeno), H₂O₂, en donde tenemos O₂^2-, por lo que se considera que el átomo de oxígeno tiene un estado de oxidación de -1.
- En superóxidos; -1/2.
- Los iones del grupo 1 tienen un estado de oxidación de +1 en sus compuestos.
- Los iones del grupo 2 tienen un estado de oxidación de +2 en sus compuestos.
- Los halógenos tienen normalmente un estado de oxidación de -1 (salvo cuando están con otros átomos tan electronegativos como ellos, como el oxígeno u otros halógenos).
- El hidrógeno tiene estado de oxidación de +1, excepto cuando forma hidruros metálicos. Por ejemplo, en el compuesto Cr(OH)₃, el oxígeno tiene el estado de oxidación -2 y el hidrógeno +1. Por lo tanto, el grupo hidróxido tiene una carga negativa (-2+1), por lo que se escribe, si no forma un compuesto, como OH^-. Hay tres hidróxidos, por lo que son tres cargas negativas las que neutraliza el ión de cromo, es decir, que se trata de un ión tripositivo, Cr³⁺. categoría:Propiedades químicas ja:酸化数