JÉSSICA SUBIRI
ROSELLÓ Nº 30 3º D
INDICE
1-
Sistema Periódico.
2-
Ley Periódica.
3-
Desarrollo Histórico.
4-
Mendeléiev y Meyer,
5-
Mendeléiev, Dmitri Ivánovich.
6-
Meyer, Julius Lothar.
7-
Periodo
dos.
8-
Litio.
9-
Berilio.
10- Boro.
11- Carbono.
12- Nitrógeno.
13- Oxigeno.
14- Flúor.
15- Neón.
16- Conclusión.
SISTEMA PERIÓDICO
Después de los importantes trabajos de MEYER y de MENDELEIEV puede
decirse que quedó establecida definitivamente la Clasificación Periódica de los
elementos químicos. Numerosos autores
la han ido perfeccionando con ligeros retoques y la inclusión de nuevos
elementos que se han ido descubriendo.
En la actualidad son diversas las formas de presentar el Sistema
Periódico (S. P) con el fin de hacerlo
más útil posible, pero todas ellas son ligeras variantes de las dos formas fundamentales llamadas
corta o de ocho columnas y larga o de
dieciocho columnas, que es la que más se utiliza en la actualidad.
Como puede
observarse, los periodos (excepto el primero, constituido únicamente por
hidrógeno y helio), están formados por los elementos que van desde un metal
alcalino hasta el próximo gas inerte.
El segundo y tercer periodo contienen, cada uno, ocho elementos,
pertenecientes a las familias o grupos principales. El cuarto y quinto periodos están formados
por dieciocho elementos, es decir, diez más que los periodos segundo y tercero;
estos diez elementos extra constituyen los llamados elementos de transición y
pertenecen a las familias o grupos secundarios
(grupos b). El periodo sexto
contiene treinta y dos elementos, o sea, catorce más que el cuarto y quinto,
que se denominan lantánidos (antiguamente se llamaban tierras raras o
escasas) por ser todos ellos muy
parecidos al lantano y tener que colocarlos juntos en la misma casilla. El
ultimo periodo (séptimo) está incompleto y los elementos que lo forman son casi todos inestables (se desintegran sus núcleos y la mayoría son
radiactivos) y no existen en la
naturaleza, habiéndose obtenido casi todos por medios artificiales (reacciones
nucleares). En este periodo aparece otra serie de elementos muy parecidos entre
sí (lo mismo que los lantánidos) y que reciben el nombre de actínidos.
La principal ventaja de la forma larga del Sistema Periódico es que no
es necesario doblar en dos filas los periodos largos, con lo que no existe
confusión entre los grupos a y b
y, por otro lado, resulta una clara separación entre metales y
no-metales. Estos últimos quedan
agrupados en el extremo superior derecho por encima de la diagonal quebrada.
Como puede observarse, en
varios lugares del Sistema Periódico no se sigue el orden riguroso de pesos
atómicos, sino que se ha invertido en
tres parejas de elementos (argón y potasio, yodo y teluro, cobalto y níquel) a
fin
de conservar la analogía de
propiedades en los elementos de la misma columna (familia). Hechas estas correcciones, el número de
orden de cada elemento en el Sistema Periódico es lo que se llama número atómico.
Lo mismo que otros grandes descubrimientos científicos, la
clasificación periódica, según acabamos de ver, surgió de forma totalmente
empírica y antes de que se conociesen sus fundamentos. Sus descubridores y los que contribuyeron a
su primitivo desarrollo no tenían ningún conocimiento sobre la estructura
electrónica de los átomos, que, como veremos después, es la base de la
clasificación periódica. Esto no fue
inconveniente para la inmediata utilización del Sistema Periódico como guía en
el descubrimiento de nuevos elementos desconocidos (siguiendo el ejemplo de MENDELEIEV) y sobre todo como sistema de ordenación lógica de la enorme
variedad de hechos químicos.
Los grupos o columnas verticales de
la tabla periódica fueron clasificados tradicionalmente de izquierda a derecha
utilizando números romanos seguidos de las letras 'A' o 'B', en donde la 'B' se
refiere a los elementos de transición. Actualmente está ganando popularidad
otro sistema de clasificación, que ha sido adoptado por la Unión Internacional
de Química Pura y Aplicada (IUPAC). Este nuevo sistema enumera los grupos
consecutivamente del 1 al 18 a través del sistema periódico.
Ley periódica
Esta ley es la base de la tabla
periódica y establece que las propiedades físicas y químicas de los elementos
tienden a repetirse de forma sistemática conforme aumenta el número atómico.
Todos los elementos de un grupo
presentan una gran semejanza y, por lo general, difieren de los elementos de
los demás grupos. Por ejemplo, los elementos del grupo 1 (o IA), a excepción
del hidrógeno, son metales con valencia química +1; mientras que los del grupo
17 (o VIIA), exceptuando el astato, son no metales, que normalmente forman
compuestos con valencia -1.
Desarrollo histórico
Como resultado de los descubrimientos
que establecieron en firme la teoría atómica de la materia en el primer cuarto
del siglo XIX, los científicos pudieron
determinar las masas atómicas relativas de los elementos conocidos hasta
entonces. El desarrollo de la electroquímica durante ese periodo por parte de
los químicos británicos Humphry Davy y Michael Faraday condujo al
descubrimiento de nuevos elementos.
En 1829 se habían descubierto los
elementos suficientes para que el químico alemán Johann Wolfgang Döbereiner
pudiera observar que había ciertos elementos que tenían propiedades muy
similares y que se presentaban en triadas: cloro, bromo y yodo; calcio,
estroncio y bario; azufre, selenio y teluro, y cobalto, manganeso y hierro. Sin
embargo, debido al número limitado de elementos conocidos y a la confusión
existente en cuanto a la distinción entre masas atómicas y masas moleculares,
los químicos no captaron el significado de las triadas de Döbereiner.
El desarrollo del espectroscopio en
1859 por los físicos alemanes Robert Wilhelm Bunsen y Gustav Robert Kirchhoff,
hizo posible el descubrimiento de nuevos elementos. En 1860, en el primer
congreso químico internacional celebrado en el mundo, el químico italiano
Stanislao Cannizzaro puso de manifiesto el hecho de que algunos elementos (por
ejemplo el oxígeno) poseen moléculas que contienen dos átomos. Esta aclaración
permitió que los químicos consiguieran una 'lista' consistente de los
elementos.
Estos avances dieron un nuevo ímpetu
al intento de descubrir las interrelaciones entre las propiedades de los
elementos. En 1864, el químico británico John A. R. Newlands clasificó los
elementos por orden de masas atómicas crecientes y observó que después de cada
siete elementos, en el octavo, se repetían las propiedades del primero. Por
analogía con la escala musical, a esta repetición periódica la llamó ley de las
octavas. El descubrimiento de Newlands no impresionó a sus contemporáneos,
probablemente porque la periodicidad observada sólo se limitaba a un pequeño
número de los elementos conocidos.
p TABLA
PERIODICA
Mendeléiev y Meyer
La ley química que afirma que las propiedades de todos los elementos
son funciones periódicas de sus masas atómicas fue desarrollada
independientemente por dos químicos: en 1869 por el ruso Dmitri Mendeléiev y en
1870 por el alemán Julius Lothar Meyer. La clave del éxito de sus esfuerzos fue
comprender que los intentos anteriores habían fallado porque todavía quedaba un
cierto número de elementos por descubrir, y había que dejar los huecos para
esos elementos en la tabla. Por ejemplo, aunque no existía ningún elemento
conocido hasta entonces con una masa atómica entre la del calcio y la del
titanio, Mendeléiev le dejó un sitio vacante en su sistema periódico. Este
lugar fue asignado más tarde al elemento escandio, descubierto en 1879, que
tiene unas propiedades que justifican su posición en esa secuencia. El
descubrimiento del escandio sólo fue parte de una serie de verificaciones de
las predicciones basadas en la ley periódica, y la validación del sistema
periódico aceleró el desarrollo de la química inorgánica.
El sistema periódico ha experimentado
dos avances principales desde su formulación original por parte de Mendeléiev y
Meyer. La primera revisión extendió el sistema para incluir toda una nueva
familia de elementos cuya existencia era completamente insospechada en el siglo
XIX. Este grupo comprendía los tres primeros elementos de los gases nobles o
inertes, argón, helio y neón, descubiertos en la atmósfera entre 1894 y 1898
por el físico británico John William Strutt y el químico británico William
Ramsay. El segundo avance fue la interpretación de la causa de la periodicidad
de los elementos en términos de la teoría de Bohr (1913) sobre la estructura
electrónica del átomo.
Mendeléiev, Dmitri Ivánovich (1834-1907).
Químico ruso conocido sobre todo por
haber elaborado la tabla periódica de los elementos químicos. Esta tabla expone
una periodicidad (una cadencia regular) de las propiedades de los elementos
cuando están dispuestos según la masa atómica.
Mendeléiev nació en Tobolsk
(Siberia), estudió química en la Universidad de San Petersburgo y en 1859 fue
enviado a estudiar a la Universidad de Heidelberg. Allí conoció al químico
italiano Stanislao Cannizzaro, cuyos planteamientos sobre la masa atómica
determinaron su opinión. Mendeléiev regresó a San Petersburgo y fue profesor de
química en el Instituto Técnico en 1863 y profesor de química general en la
Universidad de San Petersburgo en 1866. Escribió los dos volúmenes de Principios
de química (1868-1870), uno de los primeros libros de texto sobre
química, que se convirtió en un clásico.
Durante la elaboración de este libro,
Mendeléiev intentó clasificar los elementos según sus propiedades químicas. En
1869 publicó la primera versión de la tabla periódica. En 1871 publicó una
versión corregida en la que dejaba huecos para elementos todavía desconocidos.
Su tabla y sus teorías ganaron una mayor aceptación cuando posteriormente se
descubrieron tres de estos elementos: el galio, el germanio y el escandio.
Entre las investigaciones de
Mendeléiev también hay que mencionar el estudio de la teoría química de la
disolución, la expansión térmica de los líquidos y la naturaleza del petróleo.
En 1887 emprendió un viaje en globo en solitario para estudiar un eclipse
solar.
En 1890 abandonó la universidad como
consecuencia de su postura política partidaria de reformas sociales. En 1893
fue director del departamento de Pesas
y Medidas de San Petersburgo, cargo que desempeñó hasta su muerte.
Meyer, Julius Lothar (1830-1895).
Químico
alemán, conocido principalmente por su trabajo en la clasificación periódica de
los elementos químicos. Nació en Varel y estudió en las universidades de
Zurich, Würzburg, Heidelberg y Königsberg (actualmente Kaliningrado). A partir
de 1876 fue profesor de química en la Universidad de Tübingen. En un artículo
publicado en 1870 presentó su descubrimiento de la ley periódica que afirma que
las propiedades de los elementos son funciones periódicas de su masa atómica.
Esta ley fundamental fue descubierta en 1869 por el químico ruso Dmitri
Ivánovich Mendeléiev, quien fue más reconocido por el hallazgo que su colega
Meyer.
PERIODO DOS
El principio de exclusión permite solamente que dos de los tres
electrones del litio (z = 3) ocupen el estado
1s. El tercero debe ir a la
siguiente capa más alta (n= 2). En un
átomo de un electrón todos los estados n = 2
tienen la misma energía, pero en un átomo en el que la subcapa 1s está
llena, los estados 2s tienen una energía ligeramente más baja que los estados
2p porque los electrones de la subcapa 1s neutralizan parcialmente la carga del
núcleo para los electrones que se
hallan fuera de la nube 1s. Un electrón
2p, que se halla completamente fuera de la distribución 1s (figura 1), es
atraído por una carga efectiva de sólo +e, mientras que un electrón 2s, que se halla parcialmente dentro
de la distribución 1s, a veces es atraído por toda la carga +3e del
núcleo. Como consecuencia, el estado 2s
tiene una energía más baja (se halla
más fuertemente ligado) 2que el estado 2p y, por lo tanto, el tercer electrón
del litio se encuentra en el estado 2s.
El litio está colocado en el grupo
I porque puede perder fácilmente su electrón 2s para formar un ion de
carga +e.
Los
cuatro electrones del berilio (z = 4) llenan las subcapas 1s y 2s. El berilio está en el grupo II porque puede
perder fácilmente los dos electrones 2s.
Los
seis elementos siguientes (z = 5 a z =
10) se forman añadiendo electrones a la subcapa 2p. La tabla 1 muestra cómo la
subcapa 2p puede contener hasta seis electrones con spines convenientemente
orientados. El flúor (z = 9), al que
falta un electrón para llenar la capa 2p, tiene una fuerte tendencia a llenar
la última posición tomando un electrón adicional para formar un ion de carga
–e. Por lo tanto, el flúor está en el grupo VII. El gas inerte neón (z = 10) llena la capa 2p y completa el
período 2.
Litio
De símbolo Li, es un elemento
metálico, blanco plateado, químicamente reactivo, y el más ligero en peso de
todos los metales. Pertenece al grupo 1 (o IA) del sistema periódico, y es uno
de los metales alcalinos. Su número atómico es 3.
El descubrimiento del elemento se le
adjudica por lo general a Johann A. Arfvedson en 1817. Químicamente, el litio
se asemeja al sodio en su comportamiento. Se obtiene por la electrólisis de una
mezcla de cloruro de litio y potasio fundidos. Se oxida al instante y se corroe
rápidamente al contacto con el aire; para almacenarlo, debe sumergirse en un
líquido tal como la nafta. El litio ocupa el lugar 35 en abundancia entre los
elementos de la corteza terrestre. No existe en la naturaleza en estado libre,
sino sólo en compuestos, que están ampliamente distribuidos. El metal se usa
como desoxidante y para extraer los gases no deseados durante la fabricación de
fundiciones no ferrosas. El vapor del litio se usa para evitar que el dióxido
de carbono y el oxígeno formen una capa de óxido en los hornos durante el
tratamiento térmico del acero. Entre los compuestos importantes del litio están
el hidróxido, utilizado para eliminar el dióxido de carbono en los sistemas de
ventilación de naves espaciales y submarinos, y el hidruro, utilizado para
inflar salvavidas; su equivalente de hidrógeno pesado (deuterio), se utiliza
para fabricar la bomba de hidrógeno. El carbonato de litio, un mineral común,
se usa en el tratamiento de las psicosis maníaco-depresivas.
El litio tiene un punto de fusión de
181 °C, un punto de ebullición de 1.342 °C y una densidad relativa de 0,53. Su
masa atómica es 6,941.
Berilio
De símbolo Be,
es un elemento metálico, gris, frágil, con número atómico 4. Se le llama
berilio por su mineral principal, el berilo, un silicato de berilio y aluminio.
Fue descubierto como óxido en 1797 por el químico francés Louis Nicolas
Vauquelin; el elemento libre fue aislado por primera vez en 1828 por Friedrick
Wöhler y Antonine Alexandre Brutus Bussy, independientemente. Puesto que sus
compuestos solubles tienen sabor dulce, al principio se le llamó glucinio, como
referencia al azúcar glucosa.
Propiedades y estado natural
El berilio, uno de los metales
alcalinotérreos, ocupa el lugar 51 en abundancia entre los elementos naturales
de la corteza terrestre. Su masa atómica es 9,012. Tiene un punto de fusión de
unos 1.287 °C, un punto de ebullición de unos 3.000 °C, y una densidad de 1,85
g/cm3. El berilio tiene una alta resistencia por unidad de masa. Se
oxida ligeramente al contacto con el aire, cubriéndose con una fina capa de
óxido. La capacidad del berilio de rayar el vidrio se atribuye a este
recubrimiento óxido. Los compuestos del berilio son generalmente blancos (o
incoloros en solución) y bastante similares en sus propiedades químicas a los
compuestos correspondientes de aluminio. Esta similitud hace difícil separar el
berilio del aluminio, que casi siempre está presente en los minerales de
berilio.
Aplicaciones
Añadiendo berilio a algunas
aleaciones se obtienen a menudo productos con gran resistencia al calor, mejor
resistencia a la corrosión, mayor dureza, mayores propiedades aislantes y mejor
calidad de fundición. Muchas piezas de los aviones supersónicos están hechas de
aleaciones de berilio, por su ligereza, rigidez y poca dilatación. Otras
aplicaciones utilizan su resistencia a los campos magnéticos, y su capacidad para
no producir chispas y conducir la electricidad. El berilio se usa mucho en los
llamados sistemas de multiplexado. A pequeña escala, un único hilo hecho con
componentes de berilio de gran pureza puede transportar cientos de señales
electrónicas.
Puesto que los rayos X atraviesan
fácilmente el berilio puro, el elemento se utiliza en las ventanas de los tubos
de rayos X. El berilio y su óxido, la berilia, se usan también en la generación
de energía nuclear como moderadores en el núcleo de reactores nucleares, debido
a la tendencia del berilio a retardar o capturar neutrones.
Aunque los productos del berilio son
seguros de usar y manejar, los humos y el polvo liberados durante la
fabricación son altamente tóxicos. Deben tomarse precauciones extremas para evitar
respirar o ingerir las más mínimas cantidades. Las personas que trabajan con
óxido de berilio utilizan capuchas diseñadas especialmente.
El berilio y su óxido se utilizan
cada vez más en la industria. Aparte de su importancia en la fabricación de los
aviones y los tubos de rayos X, el berilio se usa en ordenadores o
computadoras, láser, televisión, instrumentos oceanográficos y cubiertas
protectoras del cuerpo.
Boro
De símbolo B, es un elemento
semimetálico, frágil y duro con número atómico 5. El boro se encuentra en el
grupo 13 (o IIIA) del sistema periódico.
Los compuestos del boro, el bórax en
concreto, se conocen desde la antigüedad, pero el elemento puro fue preparado
por primera vez en 1808 por los químicos franceses Joseph Gay-Lussac y Baron
Louis Thénard, e independientemente por el químico británico sir Humphry Davy.
En bajas concentraciones es un elemento necesario para el crecimiento de las
plantas, pero en exceso es tóxico. Las investigaciones sugieren que además es
importante nutricionalmente para los huesos en humanos y otros vertebrados.
El boro puro, tal como se prepara
normalmente, es un polvo, aunque se puede preparar la forma cristalina
disolviendo boro en aluminio fundido y enfriándolo lentamente. La masa atómica del
boro es 10,81; tiene un punto de fusión de unos 2.180 °C, un punto de
ebullición de unos 3.650 °C, y una densidad de 2,35 g/cm3.
El boro no reacciona con agua ni con
ácido clorhídrico y el aire no le afecta a temperatura ambiente. Al rojo vivo,
se combina directamente con el nitrógeno para formar el nitruro de boro (BN), y
con el oxígeno para formar el óxido de boro (B2 O3). Con
los metales forma boruros, tales como el boruro de manganeso (Mg3B2).
Las primeras fuentes de compuestos de boro fueron el bórax y el ácido bórico.
Recientemente, se trabaja a partir de estos otros minerales la ulexita (NaCaB5O9
· 8H2O), la colemanita (Ca2B6O11 ·
5H2O), la kernita (Na2B4O7 · 4H2O),
y la boracita (Mg7Cl2B16O30). El
boro ocupa el lugar 38º en abundancia entre los elementos naturales de la
corteza terrestre.
Aunque el boro tiene valencia 3 y su
posición en el sistema periódico indicaría una relación cercana con el
aluminio, en realidad es mucho más parecido al carbono y al silicio en sus
propiedades químicas. En sus compuestos, el boro actúa como un no metal, pero a
diferencia de casi todos los no metales, el boro puro es un conductor
eléctrico, como los metales y el carbono (grafito). El boro cristalino es
similar al diamante en apariencia y propiedades ópticas, y es casi tan duro
como él. Los hidruros de boro son todavía más parecidos a los compuestos de
silicio y carbono. Los compuestos de boro importantes en la industria incluyen
el bórax (Na2B4O7 · 10H20), el
ácido bórico (H3BO3), y el carburo de boro (B4C).
El boro tiene importantes
aplicaciones en el campo de la energía nuclear. Se utiliza en los detectores de
partículas, y debido a su alta absorción de neutrones se utiliza como
absorbente de control en los reactores nucleares y como material constituyente
de los escudos contra neutrones.
Carbono
De símbolo C, es un elemento crucial para la existencia de los
organismos vivos, y que tiene muchas aplicaciones industriales importantes. Su
número atómico es 6; y pertenece al grupo 14 (o IVA) del sistema periódico.
Propiedades
La masa atómica del carbono es 12,01115. Las tres formas de carbono
elemental existentes en la naturaleza (diamante, grafito y carbono amorfo) son
sólidos con puntos de fusión extremadamente altos, e insolubles en todos los
disolventes a temperaturas ordinarias. Las propiedades físicas de las tres
formas difieren considerablemente a causa de las diferencias en su estructura
cristalina. En el diamante, el material más duro que se conoce, cada átomo está
unido a otros cuatro en una estructura tridimensional, mientras que el grafito
consiste en láminas débilmente unidas de átomos dispuestos en hexágonos.
El carbono amorfo se caracteriza por
un grado de cristalización muy bajo. Puede obtenerse en estado puro calentando
azúcar purificada a 900 °C en ausencia de aire.
El carbono tiene la capacidad única
de enlazarse con otros átomos de carbono para formar compuestos en cadena y
cíclicos muy complejos. Esta propiedad conduce a un número casi infinito de
compuestos de carbono, siendo los más comunes los que contienen carbono e
hidrógeno. Sus primeros compuestos fueron identificados a principios del siglo
XIX en la materia viva, y debido a eso, el estudio de los compuestos de carbono
se denominó química 'orgánica'.
A temperaturas normales, el carbono
se caracteriza por su baja reactividad. A altas temperaturas, reacciona
directamente con la mayoría de los metales formando carburos, y con el oxígeno
formando monóxido de carbono (CO) y dióxido de carbono (CO2). El
carbono en forma de coque se utiliza para eliminar el oxígeno de las menas que
contienen óxidos de metales, obteniendo así el metal puro. El carbono forma
también compuestos con la mayoría de los elementos no metálicos, aunque algunos
de esos compuestos, como el tetracloruro de carbono (CCl4), han de
ser obtenidos indirectamente.
Estado natural
El carbono es un elemento ampliamente
distribuido en la naturaleza, aunque sólo constituye un 0,025% de la corteza
terrestre, donde existe principalmente en forma de carbonatos. El dióxido de
carbono es un componente importante de la atmósfera y la principal fuente de
carbono que se incorpora a la materia viva. Por medio de la fotosíntesis, los
vegetales convierten el dióxido de carbono en compuestos orgánicos de carbono,
que posteriormente son consumidos por otros organismos .
El carbono amorfo se encuentra con
distintos grados de pureza en el carbón de leña, el carbón, el coque, el negro
de carbono y el negro de humo. El negro de humo, al que a veces se denomina de
forma incorrecta negro de carbono, se obtiene quemando hidrocarburos líquidos
como el queroseno, con una cantidad de aire insuficiente, produciendo una llama
humeante. El humo u hollín se recoge en una cámara separada. Durante mucho
tiempo se utilizó el negro de humo como pigmento negro en tintas y pinturas,
pero ha sido sustituido por el negro de carbono, que está compuesto por
partículas más finas. El negro de carbono, llamado también negro de gas, se
obtiene por la combustión incompleta del gas natural y se utiliza sobre todo
como agente de relleno y de refuerzo en el caucho o hule.
En 1985, los científicos
volatilizaron el grafito para producir una forma estable de molécula de carbono
consistente en 60 átomos de carbono dispuestos en una forma esférica desigual
parecida a un balón de fútbol. La molécula recibió el nombre de
buckminsterfulereno ('pelota de Bucky' para acortar) en honor a R. Buckminster
Fuller, el inventor de la cúpula geodésica. La molécula podría ser común en el
polvo interestelar.
Aplicaciones científicas
El isótopo del carbono más común es
el carbono 12; en 1961 se eligió este isótopo para sustituir al isótopo oxígeno
16 como medida patrón para las masas atómicas, y se le asignó la masa atómica
12.
Los isótopos carbono 13 y carbono 14
se usan como trazadores en la investigación bioquímica. El carbono 14 se
utiliza también en la técnica llamada método del carbono 14, que permite
estimar la edad de los fósiles y otras materias orgánicas. Este isótopo es
producido continuamente en la atmósfera por los rayos cósmicos, y se incorpora
a toda la materia viva.
Como el carbono 14 se desintegra con
un periodo de semidesintegración es de 5.760 años, la proporción entre el
carbono 14 y el carbono 12 en un espécimen dado, proporciona una medida de su
edad aproximada.
Nitrógeno
De símbolo N, es un elemento gaseoso
que compone la mayor parte de la atmósfera terrestre. Su número atómico es 7 y
pertenece al grupo 15
(o VA) de la tabla periódica.
El nitrógeno fue aislado por el físico
británico Daniel Rutherford en 1772 y reconocido en 1776 como gas elemental por
el químico francés Antoine Laurent Lavoisier.
Propiedades
El nitrógeno es un gas no tóxico,
incoloro, inodoro e insípido. Puede condensarse en forma de un líquido incoloro
que, a su vez, puede comprimirse como un sólido cristalino e incoloro. El
nitrógeno aparece en dos formas isotópicas naturales; artificialmente se han
obtenido cuatro isótopos radiactivos. Tiene un punto de fusión de
-210,01 °C, un punto de ebullición de -195,79 °C y una densidad de
1,251 gr/l a 0 °C y 1 atmósfera de presión. Su masa atómica es 14,007.
Se obtiene de la atmósfera haciendo
pasar aire por cobre o hierro calientes; el oxígeno se separa del aire dejando
el nitrógeno mezclado con gases inertes. El nitrógeno puro se obtiene por
destilación fraccionada del aire líquido. Al tener el nitrógeno líquido un
punto de ebullición más bajo que el oxígeno líquido, el nitrógeno se destila
primero, momento en que puede separarse.
El nitrógeno compone cuatro quintos
(78,03%) del volumen de aire. Es inerte y actúa como agente diluyente del
oxígeno en los procesos de combustión y respiración. Es un elemento importante
en la nutrición de la plantas. Ciertas bacterias del suelo fijan el nitrógeno y
lo transforman
(por ejemplo en nitratos) para poder
ser absorbido por las plantas, en un proceso llamado fijación de nitrógeno. En
forma de proteína es un componente importante de las fibras animales. El
nitrógeno aparece combinado en los minerales, como el salitre (KNO3)
y el nitrato de Chile (NaNO3), dos importantes productos
comerciales.
Se combina con otros elementos
únicamente a altas temperaturas y presiones. Se hace activo sometiéndolo a una
descarga eléctrica a baja presión, combinándose con metales alcalinos para formar
azidas; con vapor de cinc, mercurio, cadmio y arsénico para formar nitruros, y
con numerosos hidrocarburos para formar ácido cianhídrico y cianuros, también
llamados nitrilos. El nitrógeno activado se vuelve nitrógeno ordinario apenas
en un minuto.
En estado combinado, interviene en
muchas reacciones. Son tantos los compuestos que forma, que el químico
estadounidense Edward Franklin elaboró un esquema de compuestos que contienen
nitrógeno en lugar de oxígeno. En compuestos, el nitrógeno aparece con todas
las valencias que van de -3 a +5. El amoníaco, la hidrazina y la hidroxilamina
son ejemplos de compuestos en los que la valencia del nitrógeno es -3, -2 y -1,
respectivamente. Los óxidos del nitrógeno son un ejemplo de compuestos en los
que el nitrógeno tiene todas las valencias positivas.
Aplicaciones
La mayor parte del nitrógeno
utilizado en la industria química se obtiene por destilación fraccionada del
aire líquido, y se usa para sintetizar amoníaco. A partir de este amoníaco se
preparan una gran variedad de productos químicos, como fertilizantes, ácido
nítrico, urea, hidrazina y aminas. También se usa el amoníaco para elaborar
óxido nitroso (N2O), un gas incoloro conocido popularmente como gas
de la risa. Este gas, mezclado con oxígeno, se utiliza como anestésico en
cirugía.
El nitrógeno líquido tiene una aplicación
muy extendida en el campo de la criogenia como agente enfriante. Su uso se ha
visto incrementado con la llegada de los materiales cerámicos que se vuelven
superconductores en el punto de ebullición del nitrógeno.
Descarga eléctrica en nitrógeno
Este
tubo de descarga contiene gas nitrógeno a baja presión. Cuando el tubo se
conecta a una fuente de alto voltaje, los electrones fluyen desde el cátodo, en
un extremo del tubo, hasta el ánodo, en el otro extremo. Parte de los
electrones choca con el gas del tubo excitando los átomos de nitrógeno. Estos
átomos excitados descargan rápidamente su exceso de energía emitiendo luz, que
produce el resplandor purpúreo visible en la parte superior.
Yoav
Levy/Phototake NYC
Oxígeno
De símbolo O, es un elemento gaseoso
ligeramente magnético, incoloro, inodoro e insípido. El oxígeno es el elemento
más abundante en la Tierra. Fue descubierto en 1774 por el químico británico Joseph
Priestley e independientemente por el químico sueco Carl Wilhelm Scheele; el
químico francés Antoine Laurent de Lavoisier demostró que era un gas elemental
realizando sus experimentos clásicos sobre la combustión.
Propiedades y estado natural
El oxígeno gaseoso se condensa
formando un líquido azul pálido fuertemente magnético. El oxígeno sólido de
color azul pálido se obtiene comprimiendo el líquido. La masa atómica del
oxígeno es 15,9994; a la presión atmosférica, el elemento tiene un punto de ebullición
de -182,96 °C, un punto de fusión de -218.4 °C y una densidad de 1,429 g/l a 0
°C.
El oxígeno constituye el 21% en
volumen o el 23,15% en masa de la atmósfera, el 85,8% en masa de los océanos
(el agua pura contiene un 88,8% de oxígeno), el 46,7% en masa de la corteza
terrestre (como componente de la mayoría de las rocas y minerales). El oxígeno
representa un 60% del cuerpo humano. Se encuentra en todos los tejidos vivos.
Casi todas las plantas y animales, incluyendo los seres humanos, requieren oxígeno,
ya sea en estado libre o combinado, para mantenerse con vida.
Se conocen tres formas estructurales
del oxígeno: el oxígeno ordinario, que contiene dos átomos por molécula y cuya
fórmula es O2; el ozono, que contiene tres átomos por molécula y
cuya fórmula es O3, y una forma no magnética azul pálida, el O4, que contiene cuatro átomos
por molécula, y se descompone fácilmente en oxígeno ordinario. Se conocen tres
isótopos estables del oxígeno: el oxígeno 16 (de masa atómica 16) es el más
abundante. Representa un 99,76% del oxígeno ordinario y se utilizó en la
determinación de las masas atómicas hasta la década de 1960.
El oxígeno se prepara en el
laboratorio a partir de ciertas sales como el clorato de potasio, el peróxido
de bario y el peróxido de sodio. Los métodos industriales más importantes para
la obtención de oxígeno son la electrólisis del agua y la destilación
fraccionada de aire líquido. En este último método, se licúa el aire y se deja
evaporar. En el aire líquido, el nitrógeno es más volátil y se evapora antes,
quedando el oxígeno en estado líquido. A continuación el oxígeno se almacena y
se transporta en forma líquida o gaseosa.
El oxígeno está presente en muchos
compuestos orgánicos e inorgánicos. Forma compuestos llamados óxidos con casi
todos los elementos, incluyendo algunos de los gases nobles. La reacción
química en la cual se forma el óxido se llama oxidación. La velocidad de la
reacción varía según los elementos. La combustión ordinaria es una forma de
oxidación muy rápida. En la combustión espontánea, el calor desarrollado por la
reacción de oxidación es suficientemente grande para elevar la temperatura de
la sustancia hasta el punto de producir llamas. Por ejemplo, el fósforo combina
tan vigorosamente con el oxígeno, que el calor liberado en la reacción hace que
el fósforo se funda y arda. Algunas sustancias finamente divididas presentan un
área tan grande de superficie al aire, que arden formando llamas por combustión
espontánea; a éstas se las llama sustancias pirofóricas. El azufre, el
hidrógeno, el sodio y el magnesio combinan con el oxígeno menos energéticamente
y sólo arden después de la ignición. Algunos elementos como el cobre y el
mercurio reaccionan lentamente para formar los óxidos, incluso cuando se les
calienta. Los metales inertes, como el platino, el iridio y el oro únicamente
forman óxidos por métodos indirectos.
Aplicaciones
Se usan grandes cantidades de oxígeno
en los sopletes para soldar a alta temperatura, en los cuales, la mezcla de
oxígeno y otro gas produce una llama con una temperatura muy superior a la que
se obtiene quemando gases en aire. El oxígeno se le administra a pacientes con
problemas respiratorios y también a las personas que vuelan a altitudes
elevadas, donde la baja concentración de oxígeno no permite la respiración
normal. El aire enriquecido con oxígeno se utiliza para fabricar acero en los
hornos de hogar abierto.
El oxígeno de gran pureza se utiliza en las
industrias de fabricación de metal. Es muy importante como líquido propulsor en
los misiles teledirigidos y en los cohetes.
Paramagnetismo
El
oxígeno líquido es atrapado en el campo magnético de un electroimán porque el
oxígeno (O2) es paramagnético. El oxígeno tiene dos electrones
desapareados cuyos momentos magnéticos se alinean con las líneas exteriores del
campo magnético. Cuando esto ocurre, las mismas moléculas de O2 se
comportan como imanes diminutos y quedan atrapadas entre los polos de un
electroimán.
Yoav
Levy/Phototake NYC
Flúor
De símbolo F, es un elemento gaseoso,
químicamente reactivo y venenoso. Se encuentra en el grupo 17 (o VIIA) de la
tabla periódica, y es uno de los halógenos. Su número atómico es 9. El elemento
fue descubierto en1771 por el químico sueco Carl Wilhelm Scheele y fue aislado
en 1886 por el químico francés Henri Moissan.
Propiedades y estado natural
El flúor es un gas amarillo verdoso
pálido, ligeramente más pesado que el aire, venenoso, corrosivo y que posee un
olor penetrante y desagradable. Su masa atómica es 18,998. Tiene un punto de
fusión de -219,61 °C, un punto de ebullición de -188,13 °C y una densidad
relativa de 1,51 en estado líquido y a su punto de ebullición. Es el elemento
no metálico más activo químicamente. Se combina directamente con la mayoría de
los elementos e indirectamente con nitrógeno, cloro y oxígeno. Descompone a la
mayoría de los compuestos formando fluoruros, que se encuentran entre los
compuestos químicos más estables.
El flúor existe en la naturaleza
combinado en forma de fluorita, criolita y apatito. La fluorita, de la que se
derivan la mayoría de los compuestos de flúor, está muy extendida en México, el
centro de Estados Unidos, Francia e Inglaterra. El flúor también se presenta en
forma de fluoruros en el agua del mar, en los ríos y en los manantiales
minerales, en los tallos de ciertas hierbas y en los huesos y dientes de los
animales. Ocupa el lugar 17 en abundancia entre los elementos de la corteza
terrestre.
La preparación de flúor como elemento
libre es difícil y se lleva a cabo en raras ocasiones, pues es muy reactivo.
Sin embargo, el flúor gaseoso puede prepararse con técnicas electrolíticas, y
el flúor líquido pasando el gas por un tubo de metal o caucho rodeado de aire
líquido.
Compuestos del flúor
El fluoruro de hidrógeno, HF o H2F2,
uno de los compuestos más importantes del flúor, se prepara calentando fluoruro
de calcio en ácido sulfúrico. Su disolución acuosa (ácido fluorhídrico), que es
la que se usa comercialmente, se obtiene pasando vapores de fluoruro de
hidrógeno anhidro por un receptor de plomo que contiene agua destilada. El
ácido fluorhídrico es extremamente corrosivo y debe almacenarse en contenedores
de plomo, acero o plástico. Este ácido disuelve el vidrio, lo que lo hace útil
para su grabado; ejemplos de ello son las divisiones de los termómetros y los
dibujos grabados en vajillas y cerámicas. Otro compuesto del flúor, el ácido
hidrofluorsilícico, reacciona con el sodio y el potasio formando sales llamadas
fluorsilicatos o silicofluoruros.
El flúor y muchos fluoruros, tales
como el fluoruro de hidrógeno y el fluoruro de sodio, son muy venenosos. El
agua potable con excesivas cantidades de fluoruros hace que el esmalte dental
se vuelva quebradizo y se astille, produciendo un efecto como de manchas. Sin
embargo, se ha demostrado que una proporción adecuada de fluoruros en el agua
potable, reduce en gran medida las caries.
Aplicaciones
Los compuestos de flúor tienen muchas
aplicaciones. Los clorofluorocarbonos, ciertos líquidos o gases inodoros y no
venenosos, como el freón, se usan como agente dispersante en los vaporizadores
aerosol y como refrigerante. Sin embargo, en 1974, algunos científicos
sugirieron que esos productos químicos llegaban a la estratosfera y estaban
destruyendo la capa de ozono de la Tierra. Con la confirmación de estos descubrimientos
al final de la década de 1980, la fabricación de esos productos químicos empezó
a eliminarse por etapas. Otro producto químico, el teflón, un plástico de flúor
muy resistente a la acción química, se usa ampliamente para componentes en la
industria automovilística, y también como recubrimiento antiadherente de la
superficie interior de las sartenes y otros utensilios de cocina con el fin de
reducir la necesidad de grasas al cocinar. Muchos compuestos orgánicos de flúor
desarrollados durante la II Guerra Mundial mostraron un amplio potencial
comercial. Por ejemplo, los hidrocarburos líquidos fluorados derivados del
petróleo son útiles como aceites lubricantes muy estables. El hexafluoruro de
uranio, que es el único compuesto volátil del uranio, se usa en el proceso de
difusión gaseosa para proporcionar combustible a las plantas de energía.
Neón
De símbolo Ne, es un elemento
gaseoso, incoloro e inodoro, que constituye una diminuta fracción de la
atmósfera terrestre. Pertenece al grupo 18 (o VIIIA) del sistema periódico, y
es uno de los gases nobles. Su número atómico es 10.
El neón fue separado por vez primera
de otros gases inertes en 1898, por los químicos británicos sir William Ramsay
y Morris Travers. Su proporción en la atmósfera es de 18 partes por un millón.
Se da en la naturaleza en tres formas isotópicas estables: el neón 20, que es
el más abundante, el neón 22 y el neón 21. La primera demostración de la
existencia de un isótopo estable en un elemento fue llevada a cabo con neón en
1912.
Hecho el vacío en un tubo de
descarga, el neón produce un brillo carmesí y se usa extensivamente en la
conocida lámpara de neón de los anuncios publicitarios. La expresión luz de neón
se aplica incorrectamente a los tubos luminosos rellenos con otros gases distintos
al neón y que producen un brillo coloreado. El neón líquido se usa como
refrigerante en criogenia. Tiene una capacidad refrigerante por unidad de
volumen 40 veces mayor que el helio líquido.
El neón tiene un punto de fusión de
-248,6 °C, un punto de ebullición de -246,08 °C, y una densidad de 0,8999 g/l a
0 °C y 1 atmósfera de presión. Su masa atómica es 20,179.
CONCLUSIÓN
Los elementos químicos se pueden ordenar según su número atómico. Según
esto, la ordenación sería la hasta ahora realizada
Li (3) – Be (4) – B (5) – C (6)
– N (7) – O (8) – F (9) – Ne (10) .
Pero también se pueden ordenar según su masa atómica, según esto9, la
ordenación del segundo periodo sería:
Li (6’94) – Be (9’01) – B (10’81) – C (12’01)
N (14’01) – O (16) – F (19) – Ne (20’18).
Todos estos elementos están en el mismo periodo porque tienen los
mismos niveles electrónicos, es decir, tienen sus electrones en los dos
primeros niveles. Porque el número del
periodo indica el número de niveles que tienen el elemento en su corteza.
Así mismo también se puede decir que los elementos situados en la parte
izquierda y en el centro, en este caso el litio y el berilio son metales. Y el resto, en este caso boro carbono
nitrógeno, oxigeno y flúor son
no-metales. Mientras que el Neón se considera como un gas noble.
Igualmente estos elementos según su orden son elementos
representativos, ya que tienen su electrón diferenciador en el último nivel.
Pero los elementos químicos también se pueden comparar según sus
propiedades periódicas, que son función de la configuración electrónica de cada
uno.
Y así se distinguen por las siguientes propiedades.
1-
VALENCIA
Es decir su posibilidad de alcanzar la posición electrónica de gas
noble.
Por orden creciente la ordenación seria:
-
Neón: que no tiene valencia.
-
Carbono: que puede llegar a tener
valencia -4, cuando actúa como
sal. Aunque también puede tener
valencia + 2 y + 4.
- Nitrógeno: con
valencia -3. Pudiendo tener también
de +1
a +5.
-
Oxigeno: con valencia –2
y +2.
-
Flúor: con valencia -1.
-
Litio: con valencia +1.
-
Berilio: con valencia +2.
-
Boro: con valencia +3.
2- VOLUMEN ATÓMICO
Es decir el cociente entre la masa de un mol de átomos y la densidad.
En un periodo el volumen disminuye de izquierda a derecha hasta el
centro del periodo, porque aumenta el número de protones del núcleo y de
electrones corticales para el mismo número de niveles, y, en consecuencia, las
fuerzas atractivas son mayores y el volumen se contrae.
Por lo que la ordenación sería, de menor a mayor:
Boro
(4’69 / Berilio (5’0) / Carbono (5’3) / Litio (13’1)
Oxigeno (14’0)
/ Neón (16’8) / Flúor (17’1) / Nitrógeno (17’3
3- POTENCIAL DE IONIZACIÓN
Es decir la energía necesaria para separar un
electrón de su átomo en estado gaseoso.
En los periodos aumenta de izquierda a
derecha, porque al existir mayor número de protones, los electrones del último
nivel son atraídos con mayor fuerza.
Por lo tanto de menor a mayor potencial de
ionización se ordenarían:
Li (124) /
B (191) / Be (215) / C (260)
N (336) /
O (314) / F (4029 / Ne
(497).
4 – AFINIDAD ELECTRÓNICA
Es decir la energía liberada cuando un átomo
en estado gaseoso adquiere un electrón.
Dentro de un periodo aumenta de izquierda a
derecha.
Por lo que la ordenación es la misma que en
cuanto a su potencial de ionización:
Litio/ Boro/ Berilio/ Carbono/ Nitrógeno/
Oxigeno/ Flúor/ Neón.
5-
ELECTRONEGATIVIDAD
Es decir la tendencia relativa de un átomo
para atraer los pares de electrones compartidos en el enlace que forma con otro
elemento.
En un periodo la electronegatividad aumenta
de izquierda a derecha y el carácter metálico disminuye de izquierda a derecha.
Pauling estableció una escala de
electronegatividades y según ésta, la ordenación sería:
Li (1) /
Be (1’5) / B (2) / C (2’5) /
N (3) /
O (3’5) /F (4) / Ne (no tiene).
Y según el carácter metálico, de mayor a
menor, sería la misma ordenación que la electronegatividad.
·
Pero a parte de sus propiedades periódicas
también se pueden comparar mediante otras características de los elementos
químicos:
-
Según
su densidad en g/ ml.
En orden creciente:
Li (0’53) /
N (0’81) / 0 (1’14) / Ne(1’20)
F (1’515) / Be(1’85) / C (2’26) /
B (2’34).
- Según su punto de fusión,
en ºC y en orden creciente:
Ne (- 248’6) / F (- 219’6) / O (- 218’8)
/ N (- 210)
Li (18’’5) /
Be (1277) / B (2080) / C (3727 g).
- Según su punto de ebullición
ºC, y en orden creciente:
B (no tiene) / Ne (- 246) / N (- 195’8)
/ F (- 188’2)
0 (- 183) /
Li (1330) / Be (2770) / C (4830).
-
Según
su calor de vaporización en kcal/ g –
atom, y en orden creciente.
Ne (0’422) /
N (0’666) / F (0’755) 7 O (0’815)
Li (32’48) /
Be (73’9) / BN (128) / C (171’7).
-
Según
su calor específico en cal/ g/ ºC, y en
orden creciente:
Ne (no tiene) / C (0’165) / F (0’18)
/ O (0’218)
N (0’247) 7
B (0’309) / Be (0’45) / Li (0’79).
También se podría ordenar por muchas otras
propiedades de cada elemento, como por ejemplo, por su estructura electrónica,
según su radio covalente, su radio atómico, su estructura cristalina, su radio
iónico, su conductancia eléctrica, su conductividad térmica, etc.
Pero para terminar los voy a ordenar según su
año de descubrimiento, y así de menos a más actual son:
C (a.C) /
F (1771) / N (1772) / O (1774)
Be (1798) /
B (1808) / Li (1817) / Ne (1898).
Monografías
(10 / 10) |
Sin comentarios | 
