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Neón Información general Nombre, símbolo, número Neón, Ne, 10 Serie química Gases nobles Grupo, período, bloque 18, 2, p Densidad 0,8999 kg/m3 Dureza Mohs {{{dureza}}} Apariencia Incoloro 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 mayor que el del helio líquido y tres veces mayor que 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 °C) Punto de fusión: 24.6 K (-248,6 °C) Densidad: 1,20 g/ml (1,204 g/cm3 a -246 °C) En el ambiente hay cierta cantidad de Neón. Aplicaciones El tono rojo-anaranjado de la luz emitida por los tubos de neón se usa abundantemente 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. El neón líquido se utiliza en lugar del hidrógeno líquido para refrigeración. Historia El neón (del griego neos, nuevo) fue descubierto por William Ramsay y Morris Travers en 1898 por la destilación fraccionada del aire líquido. Abundancia y obtención El neón se encuentra usualmente en forma de gas monoatómico. La atmósfera terrestre contiene 15,8 ppm y se obtiene por subenfriamiento del aire y destilación del líquido criogénico resultante. El neón es el quinto elemento más abundante en el universo por masa, luego del hidrógeno, helio, oxígeno y carbono. Se encuentra en pequeñas cantidades en la atmósfera y en la corteza terrestre se halla en una proporción de 0,005 ppm. Se sabe que el neón se sintetiza en estrellas masivas durante las últimas etapas de éstas como gigantes o supergigantes rojas (durante la fase de fusión de carbono y oxígeno en neón y magnesio), o a veces como variables azules luminosas o estrellas Wolf-Rayet. Compuestos Aún cuando el neón 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 puede ser así. Los iones Ne8-, (NeAr)16-, (NeH)7- y (HeNe)16- han sido observados en investigaciones espectrométricas de masa y ópticos. Además, se sabe que el neón forma un hidrato inestable. De todas maneras, si son posibles sus compuestos, su electronegatividad (según la escala de Pauling) debería ser de 4,5, siguiendo con la norma aplicada al segundo período, y actuaría como oxidante en compuestos con, incluso, el flúor, dando lugar al heptaneonuro (nombre debatido) F8Ne7. De forma similar al xenón, el neón de las muestras de gases volcánicos presenta un enriquecimiento de 20Ne así como 21Ne cosmogénico. Igualmente se han encontrado cantidades elevadas de 20Ne en diamantes lo que induce a pensar en la existencia de reservas de neón solar en la Tierra. De Wikipedia, la enciclopedia libre

Selenio Nombre, símbolo, número Selenio, Se, 34 Serie química No metal Grupo, periodo, bloque 16, 4, p Densidad, dureza Mohs 4790 kg/m3(300K), 2 Apariencia gris metálico El selenio es un elemento químico de la tabla periódica cuyo símbolo es Se y su número atómico es 34. Características principales El selenio se puede encontrar en varias formas alotrópicas. El selenio amorfo existe en dos formas, la vítrea, negra, obtenida al enfriar rápidamente el selenio líquido, funde a 180 °C y tiene una densidad de 4,28 g/cm, la roja, coloidal, se obtiene en reacciones de reducción; el selenio gris cristalino de estructura hexagonal, la forma más común, funde a 220,5 °C y tiene una densidad de 4,81 g/cm y la forma roja, de estructura monoclínica, funde a 221 °C y tiene una densidad de 4,39 g/cm. Es insoluble en agua y alcohol, ligeramente soluble en disulfuro de carbono y soluble en éter. Exhibe el efecto fotoeléctrico, convirtiendo la luz en electricidad, y, además, su conductividad eléctrica aumenta al exponerlo a la luz. Por debajo de su punto de fusión es un material semiconductor tipo p. y se encuentra en su forma natural. Aplicaciones El selenio se usa en varias aplicaciones eléctricas y electrónicas, entre otras células solares y rectificadores. En fotografía se emplea para intensificar e incrementar el rango de tonos de las fotografías en blanco y negro y la durabilidad de las imágenes, así como en xerografía. Se añade a los aceros inoxidables y se utiliza como catalizador en reacciones de deshidrogenación. El seleniato de sodio se usa como insecticida, en medicina para el control de enfermedades animales y, al igual que el arsénico, en la fabricación de vidrio para eliminar el color verde causado por las impurezas de hierro. El selenito de sodio también se emplea en la industria del vidrio y como aditivo para suelos pobres en selenio y el selenito de amonio en la fabricación de vidrio y esmalte rojos. Los sulfuros se usan en medicina veterinaria y champús anticaspa. El dióxido de selenio es un catalizador adecuado para la oxidación, hidrogenación y deshidrogenación de compuestos orgánicos. La adición de selenio mejora la resistencia al desgaste del caucho vulcanizado. Según un artículo de octubre de 2008[1] el selenio podría ayudar a reducir la expresión del VIH, mejorando el estado de los pacientes con SIDA. Papel biológico El selenio es un micronutriente para todas las formas de vida conocidas que se encuentra en el pan, los cereales, el pescado, las carnes y los huevos. Está presente en el aminoácido selenocisteína y también se puede encontrar como selenometionina, reemplazando al azufre de la cisteína y la metionina respectivamente. Forma parte de las enzimas glutatión peroxidasa y tiorredoxina reductasa.[2] Es antioxidante, ayuda a neutralizar los radicales libres, induce la apoptosis, estimula el sistema inmunológico e interviene en el funcionamiento de la glándula tiroides. Las investigaciones realizadas sugieren la existencia de una correlación entre el consumo de suplementos de selenio y la prevención del cáncer en humanos.[2] Aún es tema de investigación, pero se sabe que la forma química en la que se encuentra el selenio (selenito, selenato o selenoaminoácidos) afecta a su absorción y a su posible toxicidad. Los datos actuales apuntan a que la forma orgánica (formando parte de proteínas como selenoaminoácidos) es la mas beneficiosa para los animales. Además potencia el buen humor. La deficiencia de selenio es relativamente rara, pero puede darse en pacientes con disfunciones intestinales severas o con nutrición exclusivamente parenteral, así como en poblaciones que dependan de alimentos cultivados en suelos pobres en selenio. La ingesta diaria recomendada para adultos es de 55-70 μg; más de 400 μg puede provocar efectos tóxicos (selenosis). Historia El selenio (del griego σελήνιον, resplandor de la Luna) fue descubierto en 1817 por Jöns Jacob Berzelius. Al visitar la fábrica de ácido sulfúrico de Gripsholm observó un líquido pardo rojizo que calentado al soplete desprendía un olor fétido que se consideraba entonces característico y exclusivo del telurio —de hecho su nombre deriva de su relación con este elemento ya que telurio proviene del latín Tellus, la Tierra— resultando de sus investigaciones el descubrimiento del selenio. Más tarde, el perfeccionamiento de las técnicas de análisis permitió detectar su presencia en distintos minerales pero siempre en cantidades extraordinariamente pequeñas. Abundancia y obtención El selenio se encuentra muy distribuido en la corteza terrestre en la mayoría de las rocas y suelos se halla en concentraciones entre 0,1 y 2,0 ppm. Raramente se encuentra en estado nativo obteniéndose principalmente como subproducto en el refino del cobre ya que aparece en los lodos de electrólisis junto al telurio (5-25% Se, 2-10% Te). La producción comercial se realiza por tostación con cenizas de sosa o ácido sulfúrico de los lodos. Primeramente se añade un aglomerante de cenizas de sosa y agua a los lodos para formar una pasta dura que se extruye o corta en pastillas para proceder a su secado. La pasta se tuesta a 530-650 °C y se sumerge en agua resultando selenio hexavalente que se disuelve como selenato de sodio (Na2SeO4). Este se reduce a seleniuro de sodio calentándolo de forma controlada obteniendo una solución de un vivo color rojo. Inyectando aire en la solución el seleniuro se oxida rápidamente obteniéndose el selenio. La reducción del selenio hexavalente también puede hacerse empleando ácido clorhídrico concentrado, o sales ferrosas y iones cloro como catalizadores. El segundo método consiste en mezclar los lodos de cobre con ácido sulfúrico tostando la pasta resultante a 500-600 °C para obtener dióxido de selenio que rápidamente se volatiliza a la temperatura del proceso. Este se reduce a selenio elemental durante el proceso de lavado con dióxido de azufre y agua, pudiendo refinarse posteriormente hasta alcanzar purezas de 99,5-99,7% de selenio. Los recursos de selenio asociados a los depósitos de cobre identificados rondan las 170.000 toneladas y se estima que existen alrededor de 425.000 toneladas más en depósitos de cobre y otros metales aún no explotados. El carbón suele contener entre 0,5 y 12 ppm de selenio, es decir, unas 80 o 90 veces el promedio que se encuentra en las minas de cobre, sin embargo su recuperación no se prevé que pueda realizarse en un futuro próximo. Isótopos El selenio tiene seis isótopos naturales, cinco de los cuales son estables: 74Se, 76Se, 77Se, 78Se, y 80SE. Los tres últimos también se presentan como productos de fisión, junto con 79Se que tiene una vida media de 295.000 años. Precauciones El selenio está considerado un elemento peligroso para el medio ambiente por lo que sus compuestos deben almacenarse en áreas secas evitando filtraciones que contaminen las aguas. Los residuos de selenio se tratan en solución ácida con sulfito de sodio, calentándolo después para obtener el selenio elemental que presenta una menor biodisponibilidad. De Wikipedia, la enciclopedia libre

Estroncio Información general Nombre, símbolo, número Estroncio, Sr, 38 Serie química Metal alcalinotérreo Grupo, período, bloque 2, 5, s Densidad 2,630 kg/m3 Dureza Mohs 1,5 Apariencia Metálico plateado blanquecino El estroncio es un elemento químico de la tabla periódica cuyo símbolo es Sr y su número atómico es 38. Características principales El estroncio es un metal blando de color plateado brillante, algo maleable, que rápidamente se oxida en presencia de aire adquiriendo un tono amarillento por la formación de óxido, por lo que debe conservarse sumergido en queroseno. Debido a su elevada reactividad el metal se encuentra en la naturaleza combinado con otros elementos y compuestos. Reacciona rápidamente con el agua liberando el hidrógeno para formar el hidróxido. El metal arde en presencia de aire —espontáneamente si se encuentra en polvo finamente dividido— con llama roja rosada formando óxido y nitruro; dado que con el nitrógeno no reacciona por debajo de 380 °C forma únicamente el óxido cuando arde a temperatura ambiente. Las sales volátiles de estroncio, pintan de un hermoso color carmesí las llamas, por lo que se usan en la pirotecnia. Como el estroncio es muy similar al calcio, es incorporado al hueso, los cuatro isótopos hacen lo mismo, en similares proporciones al hallado en la naturaleza. Sin embargo, la distribución actual de los isótopos tienden a variar grandemente de un lugar geográfico a otro. Así analizando huesos de un individuo podría ayudar a determinar la región de donde proviene. Esta tarea ayuda a identificar patrones de antiguas migraciones, así como el origen de restos humanos de cementerios de batallas. El estroncio ayuda a la ciencia forense. Presenta tres estados alotrópicos con puntos de transición a 235 °C y 540 °C. Aplicaciones Hoy día el principal uso del estroncio es en cristales para tubos de rayos catódicos de televisores en color debido a la existencia de regulaciones legales que obligan a utilizar este metal para filtrar los rayos X evitando que incidan sobre el espectador.Otros usos son: Pirotecnia (nitrato). Producción de imanes de ferrita El carbonato se usa en el refino del cinc (remoción del plomo durante la electrólisis), y el metal en la desulfurización del acero y como componente de diversas aleaciones. El titanato de estroncio tiene un índice de refracción extremadamente alto y una dispersión óptica mayor que la del diamante, propiedades de interés en diversas aplicaciones ópticas. También se ha usado ocasionalmente como gema. Otros compuestos de estroncio se utilizan en la fabricación de cerámicas, productos de vidrio, pigmentos para pinturas (cromato), lámparas fluorescentes (fosfato) y medicamentos (cloruro y peróxido). El isótopo radiactivo Sr-89 se usa en la terapia del cáncer, el Sr-85 se ha utilizado en radiología y el Sr-90 en generadores de energía autónomos. Ranelato de estroncio (se define como la unión de un ácido orgánico, el ácido ranélico con 2 átomos de estroncio estable): fármaco para tratar osteoporosis, ya prescripta en la UE, pero no en EE.UU. Historia El estroncio fue identificado en las minas de plomo de Strontian (Escocia), de donde procede su nombre, en 1790 por Adair Crawford en el mineral estroncianita distinguiéndolo de otros minerales de bario. En 1798 Klaproth y Hope lo descubrieron de forma independiente. El primero en aislar el estroncio fue Humphry Davy, en 1808, mediante electrólisis de la estronciana —óxido de estroncio— de donde proviene el nombre del metal. Abundancia y obtención Según el Servicio Geológico Británico, China fue el principal productor de estroncio en el año 2007, con más de dos tercios de la producción mundial, seguido por España, México, Turquía, Argentina e Irán. El estroncio es un elemento abundante en la naturaleza representando una media del 0,034% de todas las rocas ígneas y se encuentra mayoritariamente en forma de sulfato (celestina) y carbonato (estroncianita). La similitud de los radios iónicos de calcio y estroncio hace que éste pueda sustituir al primero en las redes iónicas de sus especies minerales lo que provoca que el estroncio se encuentre muy distribuido. La celestita se encuentra en buena medida en depósitos sedimentarios de tamaño suficiente para que su minería sea rentable, razón por la que es la principal mena de estroncio a pesar de que la estroncita sería, en principio, mejor ya que el estroncio se consume principalmente en forma de carbonato, sin embargo los depósitos de estroncita económicamente viables encontrados hasta la fecha son escasos. Las explotaciones principales de mineral de estroncio se encuentran en Inglaterra. El metal se puede extraer por electrólisis del cloruro fundido mezclado con cloruro de potasio: (cátodo) Sr2+ + 2e– → Sr (ánodo) Cl– ½Cl2 (gas) + e– o bien por aluminotermia, es decir, reducción del óxido con aluminio en vacío a la temperatura de destilación del estroncio. [Isótopos El estroncio tiene cuatro isótopos naturales estables: Sr-84 (0,56%), Sr-86 (9,86%), Sr-87 (7,0%) y Sr-88 (82,58%). Únicamente el isótopo Sr-87 es radiogénico, producto de la desintegración de rubidio-87. Por tanto, el Sr-87 puede tener dos orígenes: el formado durante la síntesis nuclear primordial (junto con los otros tres isótopos estables) y el formado por el decaimiento del rubidio. La razón Sr-87/Sr-86 es el parámetro típicamente utilizado en la datación radiométrica de la investigación geológica, encontrándose entre valores entre 0,7 y 4,0 en distintos minerales y rocas. Se conocen dieciséis isótopos radioactivos. El más importante es el Sr-90, con un periodo de semidesintegración de 28,78 años, subproducto de la lluvia nuclear que sigue a las explosiones nucleares y que representa un importante riesgo sanitario ya que sustituye con facilidad al calcio en los huesos dificultando su eliminación. Este isótopo es uno de los mejor conocidos emisores beta de alta energía y larga vida media y se emplea en generadores auxiliares nucleares (SNAP, Systems for Nuclear Auxiliary Power) para naves espaciales, estaciones meteorológicas remotas, balizas de navegación y, en general, aplicaciones en las que se requiera una fuente de energía eléctrica ligera y con gran autonomía. Precauciones El estroncio puro es extremadamente reactivo y arde espontáneamente en presencia de aire por lo que se le considera un riesgo de incendio. El cuerpo humano absorbe estroncio al igual que calcio. Las formas estables (no radiactivas) de estroncio no provocan efectos adversos significativos en la salud, pero el Sr-90 radiactivo se acumula en el cuerpo prolongando la exposición a la radiación y provocando diversos desórdenes incluido el cáncer de hueso. Efecto en el cuerpo humano El cuerpo humano absorbe estroncio como si fuese calcio. Debido a su similitud química, las formas estables del estroncio pudieran no constituir una amenaza significativa para la salud - de hecho, los niveles encontrados en la naturaleza pueden ser beneficiosos - sin embargo, la forma radioactiva 90Sr puede ocasionar varias enfermedades y desórdenes en los huesos, tales como el cáncer óseo primario. La unidad Sr se usa para medir la radioactividad del 90Sr absorbido. Un estudio reciente in-vitro conducido por el "NY College of Dental Sciences" usó estroncio en osteoblastos mostró marcada mejora en regenerar osteoblastos. Una droga innovativa: ranelato de estroncio hecha de la combinación de estroncio con ácido ranélico ha mostrado efectos en el crecimiento óseo, con ganancias en la densidad ósea y en vértebras debilitadas, y en fracturas. Mujeres receptoras de la droga mostraron un 12,7% de incremento en densidad ósea. Mientras que las que recibieron un placebo tuvieron un 1,6% de decremento. La mitad del incremento en la densidad ósea (medida por densitometría de rayos X) se atribuyó al mayor peso atómico del estroncio comparado con el calcio, y la otra mitad al verdadero incremento de masa ósea. El ranelato de estroncio está registrada como una droga de prescripción médica en Europa y muchos otros países. Necesita ser prescripta por un médico, despachada por el farmacéutico, y requiere estricta supervisión del facultativo. En 2009 su uso no estaba aún aprobado en Canadá ni en EE.UU. Varias otras sales de estroncio como citrato de estroncio o carbonato de estroncio, suelen presentarse como terapias naturales y vendidas a dosis varias centenares de veces más altas que las dosis que naturalmente pueden ingresar al organismo.A pesar que la falta de estroncio está referenciada en la literatura médica pero también hay escasez de información acerca de la posible toxicidad de la suplementación con estroncio, tales compuestos pueden aún ser vendidos en EE.UU. bajo la "Dietary Supplements Health and Education Act de 1994". Se desconocen sus efectos a largo plazo y eficacia pues nunca han sido evaluados en humanos usando experimentos a larga escala médica. De Wikipedia, la enciclopedia libre

Neodimio General Nombre, símbolo, número Neodimio, Nd, 60 Serie química Lantánidos Periodo, bloque 6 , f Densidad, dureza Mohs 6800 kg/m3, sin datos Apariencia Blanco plateado, amarillento El neodimio es un elemento químico de la tabla periódica cuyo símbolo es Nd y su número atómico es 60. A la temperatura ambiente, se encuentra en estado sólido. Es parte del grupo de tierras raras. Fue descubierto en 1885 por el químico austríaco Carl Auer von Welsbach. Características principales Es una tierra rara que compone el metal de Misch aproximadamente en un 18% siendo una de las tierras raras más reactiva. Posee un brillo metálico-plateado y brillante. Oscurece rápidamente al contacto con el aire formando un óxido. Pertenece a la familia de los elementos de transición interna y contiene en su forma estable 60 electrones y su isotopo más conocido es Nd-142 Aplicaciones Algunas aplicaciones del neodimio: Es un componente del didimio, usado para colorear cristales y la fabricación de gafas de protección para los soldadores, pues absorben la luz ámbar de la llama, y otros tipos de cristales. Confiere delicados colores a los cristales que varían desde el violeta puro, hasta el gris claro. La luz transmitida a través de estos cristales presenta bandas de absorción inusualmente agudas. Estos cristales son usados por los astrónomos para calibrar unos dispositivos llamados espectrómetros y filtros de radiación infrarroja. El neodimio se utiliza también para eliminar el color verde causado por los contaminantes del hierro. Algunos tipos de cristal que contienen neodimio son utilizados para producir rubíes sintéticos utilizados en láser. Ciertos materiales pueden contener pequeñas concentraciones de iones de neodimio que pueden ser utilizados en los láser de radiación infrarroja (1054-1064nm). Algunos láser de Nd son, por ejemplo, el Nd: YAG (cristal de itrio y aluminio) usado en odontología y medicina, Nd: YLF (fluoruro del itrio y litio), Nd: YVO (vanadato del itrio), etc. Sales de neodimio son usadas como colorantes de esmaltes. El neodimio se utiliza en los imanes permanentes del tipo de Nd2Fe14B, de gran intensidad de campo. Estos imanes son más baratos y potentes que los imanes de samario-cobalto, y son comunes en productos como auriculares, altavoces, discos duros de ordenadores, sensores etc. Probablemente debido a la semejanza con el Ca2+, el Nd3+ fue divulgado como elemento para promover el crecimiento vegetal. Los compuestos de elementos de las tierras raras se utilizan con frecuencia en China como fertilizantes. Historia El neodimio fue descubierto por Carl Auer von Welsbach, un químico austríaco, en Viena en el año 1885. Separó el neodimio, así como el praseodimio, de un material denominado didimio por medio de análisis espectroscópicos. Sin embargo, este metal no fue aislado antes de 1925. El nombre neodimio proviene de las palabras griegas neos didymos, que significan nuevo gemelo (neos, nuevo) (didymos, gemelo). El praseodimio y el neodimio se descubrieron juntos y por eso se les llamó gemelos, a este se le llamó nuevo ya que al otro se le había dado el nombre de gemelo verde. El neodimio, actualmente, es obtenido por un proceso de intercambio iónico de la arena monacita ((Ce, La, Th, Nd, Y) PO4), un material rico en tierras raras, y por electrólisis de sus haluros. Abundancia y obtención El neodimio nunca se encuentra en la naturaleza como elemento libre. Se encuentra en minerales como la arena de monacita ((Ce, La, Th, Nd, Y) PO4) y basanita ((Ce, La, Th, Nd, Y) (CO3) F), que presentan en su composición pequeñas cantidades de todos los metales de las tierras raras. También se puede encontrar en el metal de Misch. Es difícil separarlo de otros elementos de las tierras raras. Compuestos Los compuestos de neodimio incluyen: Fluoruros NdF3 Cloruros NdCl2 NdCl3 Bromuros NdBr2 NdBrs3 Ioduros NdI2 NdI3 Óxidos Nd2O3 Sulfuros NdS Nd2S3 Seleniuros NdSe Teluros NdTe Nd2Te3 Nitruros NdN Isótopos El neodimio natural está compuesto por 5 isótopos estables: 142Nd, 143Nd, 145Nd, 146Nd y 148Nd, siendo el más abundante (con un 27.2%) el 142Nd, y dos radioisótopos, 144Nd y 150Nd. Se han caracterizado en total 31 radioisótopos del neodimio, siendo el más estable el 150Nd con un periodo de semidesintegración (T½) de más de 1.1×1019 años, el 144Nd con uno de 2.29×1015 años, y el 147Nd con uno de 10.98 días. Los demás isótopos radiactivos tienen periodos de semidesintegración por debajo de los 3.38 días, y la mayoría son inferiores a los 71 segundos. Este elemento también presenta 4 estados metaestables, siendo los más estables: el 139Ndm (T½ = 5.5 horas), el 135Ndm (T½ = 5.5 minutos) y el 141Ndm (T½ = 62 segundos). El modo principal de desintegración al isótopo estable más abundante, el 142Nd, es la captura electrónica y el principal modo tras éste es la emisión beta. El principal producto de desintegración del 142Nd es el (praseodimio) y el principal producto siguiente es el (prometio). Precauciones El metal en polvo de neodimio presenta peligro de combustión y explosión. Es uno de los elementos químicos raros, que puede ser encontrado en las casas en equipos tales como televisores en color, auriculares tipo casco, lámparas fluorescentes y cristales. Todos los compuestos químicos raros tienen propiedades comparables. Raramente se encuentra en la naturaleza, ya que se da en cantidades muy pequeñas. Normalmente se encuentra solamente en dos tipos distintos de minerales. El uso del neodimio sigue aumentando, debido al hecho de que es útil para producir catalizadores y para pulir cristales. Es más peligroso en el ambiente de trabajo, debido al hecho de que las humedades y los gases pueden ser inhalados con el aire. Esto puede causar embolia pulmonar, especialmente durante exposiciones a largo plazo. También puede ser una amenaza para el hígado cuando se acumula en el cuerpo humano. Es vertido al medio ambiente en muchos lugares diferentes, principalmente por industrias productoras de petróleo. También puede entrar en el medio ambiente cuando se tiran los equipos domésticos, de este modo se acumulará gradualmente en los suelos y en las agua subterráneas y esto llevará finalmente a incrementar la concentración en humanos, animales y partículas del suelo. En los animales acuáticos provoca daños a la membrana celular, lo que tiene varias influencias negativas en la reproducción y en las funciones del sistema nervioso. Samario General Nombre, símbolo, número Samario, Sm, 62 Serie química Lantánidos Periodo, bloque 6, f Densidad, dureza Mohs 7353 kg/m3, sin datos Apariencia Blanco plateado El samario es un elemento químico de la tabla periódica cuyo símbolo es Sm y su número atómico es 62. Es un lantánido o tierra rara, con un lustre plateado brilloso, que es relativamente estable en el aire, y se convierte en gas a los 150º. Tres modificaciones se producen a los 734º y 922°. Aplicaciones El óxido de samario se utiliza en óptica para absorber la luz infrarroja Como catalizador en la deshidratación y en la deshidrogenación de etanol. De Wikipedia, la enciclopedia libre

Sodio Información general Nombre, símbolo, número Sodio, Na, 11 Serie química Metales alcalinos Grupo, período, bloque 1, 3, s Densidad 968 kg/m3 Dureza Mohs {{{dureza}}} Apariencia Blanco plateado El sodio es un elemento químico de símbolo Na (del latín, natrium y de árabe natrun) número atómico 11, fue descubierto por Sir Humphry Davy. Es un metal alcalino blando, untuoso, de color plateado, muy abundante en la naturaleza, encontrándose en la sal marina y el mineral halita. Es muy reactivo, arde con llama amarilla, se oxida en presencia de oxigeno y reacciona violentamente con el agua. El sodio está presente en grandes cantidades en el océano en forma iónica. También es un componente de muchos minerales y un elemento esencial para la vida. Características principales Al igual que otros metales alcalinos el sodio es un metal blando, ligero y de color plateado que no se encuentra libre en la naturaleza. El sodio flota en el agua descomponiéndola, desprendiendo hidrógeno y formando un hidróxido. En las condiciones apropiadas reacciona espontáneamente en el agua. Normalmente no arde en contacto con el aire por debajo de 40 °C. Usos del sodio El sodio metálico se emplea en síntesis orgánica como agente reductor. Es además componente del cloruro de sodio necesario para la vida. Otros usos son: En aleaciones antifricción (oro). En la fabricación de desodorantes (en combinación con ácidos grasos). En la purificación de metales fundidos. La aleación Na K, es un material empleado para la transferencia de calor además de desecante para disolventes orgánicos y como reductor. A temperatura ambiente es líquida. El sodio también se emplea como refrigerante. Aleado con plomo se emplea en la fabricación de aditivos detonantes para las gasolinas. Se emplea también en la fabricación de células fotoeléctricas. Iluminación mediante lámparas de vapor de sodio. Los óxidos Na2O generados por combustión controlada con oxígeno se utilizan para intercambiar el dióxido de carbono por oxígeno y regenerar así el aire en espacios cerrados (p. ej. en submarinos) Papel biológico El catión sodio (Na+) tiene un papel fundamental en el metabolismo celular, por ejemplo, en la transmisión del impulso nervioso (mediante el mecanismo de bomba de sodio-potasio). Mantiene el volumen y la osmolaridad. Participa, además del impulso nervioso, en la contracción muscular, el equilibrio ácido-base y la absorción de nutrientes por las membranas. La concentración plasmática de sodio es en condiciones normales de 137-145 mmol/L. El aumento de sodio en la sangre se conoce como hipernatremia y su disminución hiponatremia. Historia El sodio (del italiano soda, "sosa" conocido en diversos compuestos, fue aislado en 1807 por Sir Humphry Davy por medio de la electrólisis de la soda cáustica. En la Europa medieval se empleaba como remedio para las jaquecas un compuesto de sodio denominado sodanum. El símbolo del sodio (Na), proviene de natrón (o natrium, del griego nítron) nombre que recibía antiguamente el carbonato sódico. Abundancia El sodio es relativamente abundante en las estrellas, detectándose su presencia a través de la línea D del espectro solar, situada aproximadamente en el amarillo. La corteza terrestre contiene aproximadamente un 2,6% de sodio, lo que lo convierte en el cuarto elemento más abundante, y el más abundante de los metales alcalinos. Actualmente se obtiene por electrólisis de cloruro sódico fundido, procedimiento más económico que el anteriormente usado, la electrólisis del hidróxido de sodio. Es el metal alcalino más barato. El compuesto más abundante de sodio es el cloruro sódico o sal común, aunque también se encuentra presente en diversos minerales como halita y zeolitas, etc. Compuestos Los compuestos de sodio de mayor importancia industrial son: Sal común (NaCl). Carbonato de sodio (Na2CO3). Bicarbonato de sodio (NaHCO3). Sosa cáustica (NaOH). El hidróxido de sodio, más conocido como soda cáustica, es una base muy fuerte y corrosiva usada en productos destinados a la limpieza de desagües y al desengrase de hornos. Cuando se disuelve en agua produce una reacción muy exotérmica (-42,9 kJ/mol). Su poder corrosivo hace de la soda cáustica un compuesto letal para los tejidos vivos y los compuestos orgánicos, e incluso puede atacar al vidrio en caso de que el contacto sea permanente. En presencia del dióxido de carbono atmosférico produce carbonato de sodio, por lo que sus soluciones son poco estables. Nitrato de sodio (NaNO3). Tiosulfato de sodio (Na2S2O3 · 5H2O). Bórax (Na2B4O7 · 10H2O). Yoduro de sodio (NaI) Eritorbato de sodio (C6H7NaO6) utilizado en carnes de todo tipo y bebidas no alcohólicas como preservante. Mútageno para el ser humano y letal para algunos ecosistemas acuáticos. leer más... Tripolifosfato de sodio (Na5P3O10) componente fundamental de los jabones, de detergentes y de productos diferentes para dulcificar las aguas duras. Usado también en alimentos. Tumorígeno en estudios en ratas. Isótopos Se conocen trece isótopos de sodio. El único estable es el Na-23. Además existen dos isótopos radioactivos cosmogénicos, Na-22 y Na-24, con períodos de semidesintegración de 2,605 años y aproximadamente 15 horas respectivamente. Absorción y excreción de sodio El sodio se absorbe en humanos, de manera fácil desde el intestino delgado y de allí es llevado a los riñones, en donde se infiltra y regresa a la sangre para mantener los niveles apropiados. La cantidad absorbida es proporcional a la consumida. Alrededor del 90 -95% de la pérdida normal del sodio es a través de la orina y el resto en las heces y el sudor. Se considera que lo normal de la cantidad de sodio excretada es igual a la cantidad ingerida. La secreción de sodio se mantiene por un mecanismo que involucra los riñones (tasa de filtración glomerular, sistema renina-angiotensina), el sistema nervioso simpático, la circulación de catecolaminas y la presión sanguínea[1] Funciones El catión sodio (Na+) tiene un papel fundamental en el metabolismo celular, por ejemplo, en la transmisión del impulso nervioso (mediante el mecanismo de bomba de sodio-potasio). Mantiene el volumen y la osmolaridad. Participa, además del impulso nervioso, en la contracción muscular, el equilibrio ácido-base y la absorción de nutrientes por las células. La concentración plasmática de sodio es, en condiciones normales, de 135-145 mmol/L. El aumento de sodio en la sangre se conoce como hipernatremia y su disminución como hiponatremia. Como el catión (ión positivo) predominante del liquido extracelular de los fluidos animales y en humanos, el sodio regula el tamaño de este compartimiento así como el volumen del plasma.[1] Estos fluidos, como el plasma sanguíneo y fluidos extracelulares en otros tejidos bañan las células y realizan funciones de transporte de nutrientes y sustancias de desecho en el organismo. Aunque el sistema para mantener el óptimo balance de sal y agua en el cuerpo es complejo, una de las principales maneras que el organismo mantiene este balance es a través de osmoreceptores ubicados en el hipotálamo, y su acción posterior sobre la hipófisis para la producción de vasopresina. Cuando los niveles de sodio en la sangre aumentan, los receptores de la sed (osmoreceptores) estimulan la sensación de sed. Cuando los niveles en la sangre de sodio son bajos, la excreción de sodio a través de la orina disminuye. La pérdida relativa de agua podría causar que las concentraciones de sodio lleguen a ser más altas de lo normal, una condición conocida como hipernatremia, que resulta en una sed extraordinaria. Contrariamente, un exceso de agua corporal por mayor ingesta resultará en menor concentración de sodio en el plasma, conocido como hiponatremia, una condición captada por el hipotálamo a través de sus osmoreceptores, causando una disminución de la secreción de la hormona vasopresina de la glándula pituitaria posterior o hipófisis; esto conduce a una pérdida de agua a través de la orina, lo cual actúa para restaurar las concentraciones de sodio en el plasma hasta niveles normales. Personas severamente deshidratadas, como las rescatadas del océano o en situaciones de sobrevivencia en desiertos, usualmente tienen altas concentraciones de sodio sanguíneo. Esto debe ser cuidadosamente y lentamente retornado a la normalidad, ya que una corrección demasiado rápida de la hipernatremia puede resultar en daño cerebral con edema celular, ya que el agua se mueve rápidamente hacia el interior de las células con un alto contenido osmolar. Debido a que el sistema osmoreceptor / hipotálamo, ordinariamente trabaja bien sea para causar la ingesta de líquidos o la eliminación del mismo (orina), para restaurar las concentraciones de sodio a lo normal, este sistema puede ser usado en el tratamiento médico para regular el contenido del fluido corporal total, principalmente para controlar el contenido de sodio corporal. Por esto, cuando una droga potencialmente diurética es suministrada puede causar que los riñones excreten sodio, el efecto es acompañado por una excreción de agua corporal. Esto sucede porque el riñón es incapaz de retener eficientemente agua mientras excreta grandes cantidades de sodio. Adicionalmente, después de la excreción de sodio, el sistema osmoreceptor puede captar bajas concentraciones de sodio en la sangre y luego dirigir las perdidas urinarias de agua para corregir la hiponatremia. Además de esta función importante, el sodio juega un importante papel en diversos procesos fisiológicos del organismo humano. Las células animales excitables, por ejemplo, permiten la entrada de sodio a su interior para causar la despolarización de la membrana celular. Un ejemplo de esto es la señal de transducción en el sistema nervioso central del humano, el cual depende del movimiento del sodio a través de la membrana celular en todos los nervios. Algunas neurotoxinas potentes, como las batracotoxinas, incrementan la permeabilidad del sodio en la membrana celular de células nerviosas y musculares, causando una masiva e irreversible despolarización de las membranas, lo cual trae consecuencias potencialmente fatales al organismo. Sin embargo, las drogas con efectos más pequeños sobre el movimiento de sodio en los nervios pueden tener diversos efectos farmacológicos como efectos antidepresivos, entre otros. Hipernatremia Se considera hipernatremia cuando la concentración de sodio en plasma o sangre es mayor a 145 meq/L. Las causas principales, se deben a una acción insuficiente de la hormona vasopresina o ADH (sea por déficit de producción en hipófisis o por falta de respuesta renal), a pérdidas excesivas de agua, y a un balance positivo de sal. El cuadro clínico, depende al igual que en la mayoría de los trastornos de electrolitos, de la magnitud y su forma de instauración. El síntoma predominante es la sed, que puede acompañarse de poliuria (aumento en el volumen de orina), diarrea y sudoración. La presencia de trastornos neurológicos, aparecen con valores por encima de 160 meq/L, que pueden caracterizarse por irritabilidad muscular, alteraciones del nivel de consciencia, coma e incluso convulsiones. Hiponatremia Se considera hiponatremia cuando la concentración de sodio en plasma es menor a 135 meq/L. Las causas principales incluyen: pérdidas grandes de sodio (por uso de diuréticos, diuresis osmótica o perdida de solutos a través de la orina que arrastran agua y sodio, enfermedades renales que aumenten la pérdida de sodio urinario.) aumento de la ingesta o aporte de agua al organismo, lo que causa aumento del agua a nivel extracelular. Entre los síntomas más comunes están, náuseas, vómitos, calambres musculares, alteraciones visuales, cefalea, letargia. Convulsiones y coma. Se considera que una disminución en la concentración de sodio por debajo de 125 meq/L es potencialmente fatal para el organismo humano. Sodio en la dieta La mayor fuente de sodio es el cloruro de sodio o una ración común de sal, del cual el sodio constituye el 40%. Sin embargo, todos los alimentos contienen sodio en forma natural, siendo más predominante la concentración en alimentos de origen animal que vegetal. Aproximadamente 3 gramos de sodio están contenidos en los alimentos que se consumen diariamente, sin la adición de cloruro de sodio o sal común, esto es importante considerarlo en pacientes que tengan una restricción o disminución en la ingesta de sal diaria (pacientes nefrópatas, diabéticos, hipertensos). El requerimiento de sodio es de 500 mg /día aproximadamente. La mayoría de las personas consumen más sodio que el que fisiológicamente necesitan, para ciertas personas con presión arterial sensible al sodio, esta cantidad extra puede causar efectos negativos sobre la salud. Precauciones En forma metálica el sodio es explosivo en agua y con muchos otros elementos. El metal debe manipularse siempre cuidadosamente y almacenarse en atmósfera inerte, generalmente de argón evitando el contacto con el agua y otras sustancias con las que el sodio reacciona como el oxígeno. La explosión del sodio con el agua es debida a la generación de hidrógeno en la misma y con la consecuente energía liberada por la reacción exergónica se pueden producir explosiones del hidrógeno generado. Por lo tanto se debe tener mucho cuidado, trabajar con precaución y con los elementos necesarios para protegerse de sus reacciones químicas. De Wikipedia, la enciclopedia libre

Polonio Nombre, símbolo, número Polonio, Po, 84 Serie química Metaloides Grupo, periodo, bloque 16, 6, p Apariencia Plateado El polonio es un elemento químico en la tabla periódica cuyo símbolo es Po y su número atómico es 84. Se trata de un raro metaloide radioactivo, químicamente similar al telurio y al bismuto, presente en minerales de uranio. Características Esta sustancia radiactiva se disuelve con facilidad en ácidos, pero es sólo ligeramente soluble en alcalinos. Está químicamente relacionado a las dos sustancias nombradas en el apartado anterior. El polonio es un metal volátil, reducible al 50% tras 45 horas al aire a una temperatura de 328 Kelvin. Ninguno de los alrededor de 50 isótopos de polonio es estable. Es extremadamente tóxico y altamente radiactivo. Se ha encontrado polonio en minerales de uranio y en el humo del tabaco y como contaminante. Todos los elementos a partir del polonio son significativamente radiactivos. Aplicaciones Mezclado o aleado con berilio, el polonio puede ser una fuente de neutrones. Se utiliza también en dispositivos destinados a la eliminación de carga estática, en cepillos especiales para eliminar el polvo acumulado en películas fotográficas y también en fuentes de calor para satélites artificiales o sondas espaciales. Polonio-210 Este isótopo de polonio es un emisor alfa con un período de semidesintegración de 138,39 días. Un miligramo de 210Po emite tantas partículas alfa como 5 gramos de radio. Por ello libera gran cantidad de energía, alcanzando los dispositivos productores de calor (en los Generadores Termoeléctricos de Radioisótopos o RTG en inglés) una temperatura superior a los 750 K con tan sólo medio gramo. Un único gramo de este isótopo genera 130 vatios de potencia calórica. El 210Po se ha utilizado como fuente ligera de calor para dar energía a las células termoeléctricas de algunos satélites artificiales y sondas lunares. Historia También conocido como Radio F, el polonio fue descubierto por Pierre Curie y Marie Curie-Skłodowska en 1898, y fue posteriormente renombrado en honor a la tierra natal de Marie Curie, Polonia. En aquella época, Polonia no era un país independiente y se encontraba bajo el dominio de Rusia, Prusia y Austria, y Marie albergaba la esperanza de que este nombramiento le añadiría notoriedad. Fue el primer elemento cuyo nombre derivaba de una controversia política. Fue el primer elemento descubierto por el matrimonio Curie mientras investigaban las causas de la radiactividad de la pechblenda. La pechblenda, tras eliminar el uranio y el radio, era incluso más radiactiva que estos elementos juntos. Esto les llevó a encontrar el nuevo elemento. El electroscopio lo mostró separándolo con bismuto. video de periodic videos link: http://www.youtube.com/watch?v=<object width="480" height="385"><param name="movie" value="http://www.youtube.com/v/bbr5yWwsI1o&hl=es_MX&fs=1&"></param><param name="allowFullScreen" value="true"></param><param name="allowscriptaccess" value="always"></param><embed src="http://www.youtube.com/v/bbr5yWwsI1o&hl=es_MX&fs=1&" type="application/x-shockwave-flash" allowscriptaccess="always" allowfullscreen="true" width="480" height="385"></embed></object> Obtención Aunque es un elemento de procedencia natural, se trata de un elemento que solo está presente en los minerales de uranio natural a razón de 100 microgramos por tonelada. En 1934, se demostró que cuando el bismuto natural (209Bi) es bombardeado con neutrones, se crea 210Pb, precursor del polonio. Se puede crear polonio en cantidades de miligramos mediante este procedimiento, utilizando flujos de neutrones grandes, como los que se encuentran en los reactores nucleares. Precauciones El polonio es un elemento altamente tóxico, radiactivo y de peligroso manejo. Incluso en cantidades de microgramos, el manejo de 210Po, es muy peligroso y requiere de equipamiento especial utilizado bajo estrictos procedimientos de seguridad. Curiosidades El ex espía ruso Alexander Litvinenko fue asesinado con polonio-210, supuestamente debido a su investigación por el asesinato de la periodista Anna Politkóvskaya. De Wikipedia, la enciclopedia libre

Potasio Información general Nombre, símbolo, número Potasio, K, 19 Serie química Metales alcalinos Grupo, período, bloque 1, 4, s Densidad 856 kg/m3 Dureza Mohs {{{dureza}}} Apariencia Blanco plateado El potasio es un elemento químico de la tabla periódica cuyo símbolo es K (del latín Kalium y del árabe. القلية, DMG al-qalya, "ceniza de plantas", cuyo número atómico es 19. Es un metal alcalino de color blanco-plateado, que abunda en la naturaleza en los elementos relacionados con el agua salada y otros minerales. Se oxida rápidamente en el aire, es muy reactivo, especialmente en agua, y se parece químicamente al sodio. Es un elemento químico esencial. Características principales Es el quinto metal más ligero y liviano; es un sólido blando que se corta con facilidad con un cuchillo, tiene un punto de fusión muy bajo, arde con llama violeta y presenta un color plateado en las superficies no expuestas al aire, en cuyo contacto se oxida con rapidez, lo que obliga a almacenarlo recubierto de aceite. Al igual que otros metales alcalinos reacciona violentamente con el agua desprendiendo hidrógeno, incluso puede inflamarse espontáneamente en presencia de agua. Aplicaciones El potasio metal se usa en células fotoeléctricas. El cloruro y el nitrato se emplean como fertilizantes. El peróxido de potasio se usa en aparatos de respiración autónomos de bomberos y mineros. El nitrato se usa en la fabricación de pólvora y el cromato y dicromato en pirotecnia. El carbonato potásico se emplea en la fabricación de cristales. La aleación NaK, es un material empleado para la transferencia de calor. El cloruro de potasio se utiliza para provocar un paro cardíaco en las ejecuciones con inyección letal. Otras sales de potasio importantes son el bromuro, cianuro, potasio, yoduro, y el sulfato. El ion K+ está presente en los extremos de los cromosomas (en los telómeros) estabilizando la estructura. Asimismo, el ion hexahidratado (al igual que el correspondiente ion de magnesio) estabiliza la estructura del ADN y del ARN compensando la carga negativa de los grupos fosfato. La bomba de sodio es un mecanismo por el cual se consiguen las concentraciones requeridas de iones K+ y Na+ dentro y fuera de la célula —concentraciones de iones K+ más altas dentro de la célula que en el exterior— para posibilitar la transmisión del impulso nervioso. Las hortalizas (brócoli, remolacha, berenjena y coliflor) y las frutas (los bananos y las de hueso, como aguacate, albaricoque, melocotón, cereza, ciruela), son alimentos ricos en potasio. El descenso del nivel de potasio en la sangre provoca hipopotasemia. Es uno de los elementos esenciales para el crecimiento de las plantas —es uno de los tres que se consumen en mayor cantidad— ya que el ion potasio, que se encuentra en la mayoría de los tipos de suelo, interviene en la respiración. Historia El potasio, del latín científico potassium, y éste del neerlandés pottasche, ceniza de pote, nombre con que lo bautizó Humphry Davy al descubrirlo en 1807, fue el primer elemento metálico aislado por electrólisis, en su caso del hidróxido de potasio (KOH), compuesto de cuyo nombre latino, Kalĭum, proviene el símbolo químico del potasio. El propio Davy hacía el siguiente relato de su descubrimiento ante la Royal Society of London el 19 de noviembre de 1807: «Coloqué un pequeño fragmento de potasa sobre un disco aislado de platino que comunicaba con el lado negativo de una batería eléctrica de 250 placas de cobre y zinc en plena actividad. Un hilo de platino que comunicaba con el lado positivo fue puesto en contacto con la cara superior de la potasa. Todo el aparato funcionaba al aire libre. En estas circunstancias se manifestó una actividad muy viva; la potasa empezó a fundirse en sus dos puntos de electrización. Hubo en la cara superior (positiva) una viva efervescencia, determinada por el desprendimiento de un fluido elástico; en la cara inferior (negativa) no se desprendía ningún fluido elástico, pero pequeños glóbulos de vivo brillo metálico completamente semejantes a los glóbulos de mercurio. Algunos de estos glóbulos, a medida que se formaban, ardían con explosión y llama brillante; otros perdían poco a poco su brillo y se cubrían finalmente de una costra blanca. Estos glóbulos formaban la sustancia que yo buscaba; era un principio combustible particular, era la base de la potasa: el potasio. La importancia del descubrimiento radica en que confirmó la hipótesis de Antoine Lavoisier de que si la sosa y la potasa reaccionaban con los ácidos de igual modo que los óxidos de plomo y plata era porque estaban formados de la combinación de un metal con el oxígeno, extremo que se confirmó al aislar el potasio y tan sólo una semana después el sodio por electrólisis de la sosa. Además, la obtención del potasio permitió el descubrimiento de otros elementos, ya que dada su gran reactividad es capaz de descomponer óxidos para combinarse y quedarse con el oxígeno; de este modo pudieron aislarse el silicio, el boro y el aluminio. Abundancia y obtención El potasio constituye del orden del 2,4% en peso de la corteza terrestre siendo el séptimo más abundante. Debido a su solubilidad es muy difícil obtener el metal puro a partir de sus minerales. Aún así, en antiguos lechos marinos y de lagos existen grandes depósitos de minerales de potasio (carnalita, langbeinita, polihalita y silvina) en los que la extracción del metal y sus sales es económicamente viable. La principal mina de Potasio es la potasa que se extrae en California, Alemania, Nuevo México, Utah y otros lugares. En Saskatchewan (Canadá) hay grandes depósitos de potasa a 900 m de profundidad que en el futuro pueden convertirse en fuentes importantes de potasio y sales de potasio. Los océanos también pueden ser proveedores de potasio, pero en un volumen cualquiera de agua salada la cantidad de potasio es mucho menor que la de sodio, disminuyendo el rendimiento económico de la operación. Gay-Lussac y Thénard utilizaron en 1808 un método consistente en fundir la potasa y hacerla atravesar hierro calentado al blanco para obtener el potasio, método que se empleó hasta 1823, año en que Brunner obtuvo el metal calentando al rojo vivo una mezcla de carbonato potásico y carbón. Ambos métodos tenían un rendimiento muy deficiente, hasta que Sainte-Claire Deville descubrió que el método de Brunner mejoraba utilizando en la mezcla carbonato cálcico. En la actualidad el metal se obtiene por electrólisis de su hidróxido en un proceso que ha sufrido tan sólo pequeñas modificaciones desde la época de Davy. Propiedades químicas El potasio debe ser protegido del aire para prevenir la corrosión del metal por el óxido e hidróxido. A menudo, las muestras son mantenidas bajo un medio reductor como el queroseno. Como otros metales alcalinos, el potasio reacciona violentamente con agua, produciendo hidrógeno. La reacción es notablemente más violenta que la del litio o sodio con agua, y es suficientemente exotérmica para que el gas hidrógeno desarrollado se encienda. Como el potasio reacciona rápidamente con aún los rastros del agua, y sus productos de reacción son permanentes, a veces es usado solo, o como NaK (una aleación con el sodio que es líquida a temperatura ambiente) para secar solventes antes de la destilación. En este papel, el potasio sirve como un potente disecante. El hidróxido de potasio reacciona fuertemente con el dióxido de carbono, debido a la alta energía del ion K+. El ion K+ es incoloro en el agua. Los métodos de separación del potasio incluyen precipitación, algunas veces por análisis gravimétrico. Isótopos Se conocen diecisiete isótopos de potasio, tres de ellos naturales 39K (93,3%), 40K (0,01%) y 41K (6,7%). El isótopo 40K, con un periodo de semidesintegración de 1,277×109 años, decae a 40Ar (11,2%) estable mediante captura electrónica y emisión de un positrón, y el 88,8% restante a 40Ca mediante desintegración β. La desintegración del 40K en 40Ar se emplea como método para la datación de rocas. El método K-Ar convencional se basa en la hipótesis de que las rocas no contenían argón cuando se formaron y que el formado no escapó de ellas si no que fue retenido de modo que el presente proviene completa y exclusivamente de la desintegración del potasio original. La medición de la cantidad de potasio y 40Ar y aplicación de este procedimiento de datación es adecuado para determinar la edad de minerales como el feldespato volcánico, moscovita, biotita y hornblenda y en general las muestras de rocas volcánicas e intrusivas que no han sufrido alteración. Más allá de la datación, los isótopos de potasio se han utilizado mucho en estudios del clima, así como en estudios sobre el ciclo de los nutrientes por ser un macro-nutriente requerido para la vida. El isótopo 40K está presente en el calcio natural en cantidad suficiente como para que los sacos de compuestos de potasio comercial puedan emplearse en las demostraciones escolares como fuente radiactiva. Papel biológico Potasio en el cuerpo El potasio, es el catión mayor del líquido intracelular del organismo humano. Está involucrado en el mantenimiento del equilibrio normal del agua, el equilibrio osmótico entre las células y el fluido intersticial y el equilibrio ácido-base, determinado por el pH del organismo. El potasio también está involucrado en la contracción muscular y la regulación de la actividad neuromuscular, al participar en la transmisión del impulso nervioso a través de los potenciales de acción del organismo humano. Debido a la naturaleza de sus propiedades electrostáticas y químicas, los iones de potasio son más grandes que los iones de sodio, por lo que los canales iónicos y las bombas de las membranas celulares pueden distinguir entre los dos tipos de iones; bombear activamente o pasivamente permitiendo que uno de estos iones pase, mientras que bloquea al otro. El potasio promueve el desarrollo celular y en parte es almacenado a nivel muscular, por lo tanto, si el músculo está siendo formado (periodos de crecimiento y desarrollo) un adecuado abastecimiento de potasio es esencial. Una disminución importante en los niveles de potasio sérico (inferior 3,5 meq/L) puede causar condiciones potencialmente fatales conocida como hipokalemia, con resultado a menudo de situaciones como diarrea, diuresis incrementada, vómitos y deshidratación. Los síntomas de deficiencia incluyen: debilidad muscular, fatiga, astenia, calambres, a nivel gastrointestinal: íleo, estreñimiento, anormalidades en el electrocardiograma, arritmias cardiacas, y en causas severas parálisis respiratorias y alcalosis. La hiperkalemia, o aumento de los niveles de potasio por encima de 5,5 meq/L, es uno de los trastornos electrolíticos más graves y puede ser causado por aumento del aporte (oral o parenteral: vía sanguínea), redistribución (del líquido intracelular al extracelular) o disminución de la excreción renal. Por lo general, las manifestaciones clínicas aparecen con niveles mayores a 6,5 meq/L, siendo las principales: cardiovasculares: con cambios en el electrocardiograma, arritmias ventriculares y asístole (paro cardíaco), a nivel neuromuscular: parestesias, debilidad, falla respiratoria y a nivel gastrointestinal náuseas y vómitos. Absorción, filtración y excreción El potasio es absorbido de forma rápida desde el intestino delgado. Entre 80 y 90% del potasio ingerido es excretado en la orina, el resto es perdido en las heces. Los riñones mantienen los niveles normales de potasio en suero a través de su habilidad de filtrar, reabsorber y excretar potasio bajo la influencia de la hormona aldosterona. Conjuntamente con el sodio, ambos regulan el balance entre fluidos y electrolitos en el organismo, ya que son los principales cationes del líquido intracelular (potasio) y extracelular (sodio) de los fluidos corporales totales del organismo. La concentración del sodio en el plasma es cerca de 145 meq/L, mientras que la del potasio es de 3,5 a 4,5 meq/L (en plasma). El plasma es filtrado a través de los glomérulos de los riñones en cantidades enormes, cerca de 180 L/día. Diariamente el sodio y potasio ingerido en la dieta debe ser reabsorbido; el sodio debe ser reabsorbido tanto como sea necesario para mantener el volumen del plasma y la presión osmótica correctamente, mientras que el potasio debe ser reabsorbido para mantener las concentraciones séricas del catión en 4,8 meq/L (cerca de 190 miligramos) . La bomba de sodio debe mantenerse siempre operativa para conservar el sodio. El potasio debe ser conservado algunas veces, pero dado que las cantidades de potasio en plasma son tan pequeñas, y la concentración de potasio a nivel celular es cerca de tres veces más grande, la situación no es tan crítica para el potasio. Dado que el potasio se transporta pasivamente en respuesta a un flujo contrario al sodio, la orina nunca puede disminuir las concentraciones de potasio en suero, excepto algunas veces donde se observe una excreción activa de agua. El potasio es secretado doblemente y reabsorbido tres veces antes de que la orina alcance los túbulos colectores del riñón. A este punto usualmente se alcanza la misma concentración en plasma. Si el potasio fuese eliminado de la dieta, obligaría al riñón a una excreción mínima de potasio alrededor de 200 mg/día cuando el potasio en suero decline a 3,0 meq/L en una semana aproximadamente.La bomba de sodio/potasio es un mecanismo por el cual se consiguen las concentraciones requeridas de iones K+ y Na+ dentro y fuera de la célula —concentraciones de iones K+ más altas dentro de la célula que en el exterior— para posibilitar la transmisión del impulso nervioso. Potasio en la dieta La ingesta adecuada de potasio puede ser generalmente garantizada al consumir una variedad de alimentos que contengan potasio, y la deficiencia es muy rara en individuos que consuman una dieta equilibrada. Los alimentos que son fuente alta de potasio incluyen: las hortalizas (brócoli, remolacha, berenjena y coliflor) y las frutas (los bananos, los plátanos y las de hueso, como uva, albaricoque, melocotón, cereza, ciruela, etc.), son alimentos ricos en potasio. El potasio es el tercer mineral más abundante en nuestro cuerpo. Está implicado en la reacción de los nervios, en el movimiento muscular y en su mantenimiento saludable. Los alimentos que poseen más potasio son, las judías o chauchas que aporta 1300 mg de potasio c/ 100 g, el germen de trigo que nos aporta unos 842 mg de potasio c/ 100 g, el aguacate o llamado en algunos países palta que aporta 600 mg c/ 100 g, la soja aporta 515 mg c/ 100 g, las nueces nos aportan 441 mg de potasio c/ 100 g, banana o llamados plátanos aportan 396 mg c/ 100 g. Las dietas altas en potasio pueden reducir el riesgo de hipertensión y la deficiencia de potasio combinada con una inadecuada ingesta de tiamina ha producido muertes en ratones experimentales. Los suplementos de potasio en medicina son usados en la mayoría en conjunto con diuréticos de asa y tiazidas, una clase de diuréticos que disminuye los niveles de sodio y agua corporal cuando esto es necesario, pero a su vez causan también perdida de potasio en la orina. Individuos nefrópatas o que sufran de enfermedad renal, pueden sufrir efectos adversos sobre la salud al consumir grandes cantidades de potasio. En la insuficiencia renal crónica, los pacientes que se encuentran bajo tratamiento recibiendo diálisis renal deben recibir una dieta estricta en el contenido de potasio aportado, dado que los riñones controlan la excreción de potasio, la acumulación de potasio serico por falla renal, puede causar problemas fatales como una arritmia cardiaca fatal. La hipercalemia aguda puede ser reducida a través de tratamiento con soda vía oral, glucosa, hiperventilación y perspiración. Precauciones El potasio sólido reacciona violentamente con el agua, más incluso que el sodio, por lo que se ha de conservar inmerso en un líquido apropiado como aceite o queroseno De Wikipedia, la enciclopedia libre

Mendelevio Propiedades conocidas Nombre, símbolo, número Mendelevio, Md, 101 Serie química Actínidos periodo, bloque 7 , f Apariencia Desconocido; probablemente metálico, plateado blanco o gris link: http://www.youtube.com/watch?v=<object width="480" height="385"><param name="movie" value="http://www.youtube.com/v/0JlshAo8DuE&hl=es_MX&fs=1&"></param><param name="allowFullScreen" value="true"></param><param name="allowscriptaccess" value="always"></param><embed src="http://www.youtube.com/v/0JlshAo8DuE&hl=es_MX&fs=1&" type="application/x-shockwave-flash" allowscriptaccess="always" allowfullscreen="true" width="480" height="385"></embed></object> El mendelevio (anteriormente llamado unnilunio) es un elemento de la tabla periódica cuyo símbolo es Md (anteriormente Mv) y su número atómico es 101. El nombre de este elemento proviene del creador de la Tabla periódica de los Elementos: Dimitri Mendeleyev. Nobelio Propiedades conocidas Nombre, símbolo, número Nobelio, No, 102 Serie química Actínidos periodo, bloque 7 , f Apariencia Desconocido; probablemente metálico, plateado blanco o gris link: http://www.youtube.com/watch?v=<object width="640" height="385"><param name="movie" value="http://www.youtube.com/v/t_ZpauMxapY&hl=es_MX&fs=1&"></param><param name="allowFullScreen" value="true"></param><param name="allowscriptaccess" value="always"></param><embed src="http://www.youtube.com/v/t_ZpauMxapY&hl=es_MX&fs=1&" type="application/x-shockwave-flash" allowscriptaccess="always" allowfullscreen="true" width="640" height="385"></embed></object> El nobelio (anteriormente llamado unnilbio) es un elemento sintético de la tabla periódica cuyo símbolo es No y su número atómico es 102, llamado así en honor del inventor Alfred Nobel. Laurencio Información general Nombre, símbolo, número Laurencio, Lr, 103 Serie química Metales de transición Grupo, período, bloque 3, 7, d Densidad kg/m3 Dureza Mohs Apariencia Desconocido; probablemente metálico, plateado blanco o gris link: http://www.youtube.com/watch?v=<object width="640" height="385"><param name="movie" value="http://www.youtube.com/v/_zBsnnJOkyA&hl=es_MX&fs=1&"></param><param name="allowFullScreen" value="true"></param><param name="allowscriptaccess" value="always"></param><embed src="http://www.youtube.com/v/_zBsnnJOkyA&hl=es_MX&fs=1&" type="application/x-shockwave-flash" allowscriptaccess="always" allowfullscreen="true" width="640" height="385"></embed></object> El laurencio (anteriormente llamado unniltrio) es un elemento sintético de la tabla periódica cuyo símbolo es el Lr y su número atómico es 103. El laurencio fue descubierto, bombardeando átomos de californio con núcleos de boro, en 1961 en el laboratorio de Radiación Lawrence de la Universidad de California por Albert Ghiorso, A.E. Larsh, R.M. Latimer y T. Sikkeland. Se le llamó lawrencio en honor al físico estadounidense Ernest O. Lawrence, inventor del ciclotrón. De Wikipedia, la enciclopedia libre

Torio General Nombre, símbolo, número Torio, Th, 90 Serie química Actínidos periodo, bloque 7 , f Densidad, dureza Mohs 11724 kg/m3, 3,0 Apariencia Blanco plateado El torio es un elemento químico, de símbolo Th y número atómico 90. Es un elemento de la serie de los actínidos que se encuentra en estado natural en los minerales monazita, torita y torianita. Sus principales aplicaciones son en aleaciones con magnesio, utilizado para motores de avión. Tiene un potencial muy grande de poder ser utilizado en el futuro como combustible nuclear pero esa aplicación todavía está en fase de desarrollo. Existe más energía encerrada en núcleos de los átomos de torio existente en la corteza terrestre que en todo el petróleo, carbón y uranio de la Tierra. El torio en estado puro, es un metal blanco-plata que se oxida con mucha lentitud. Si se reduce a un polvo muy fino y se calienta, arde emitiendo una luz blanca deslumbrante. El torio pertenece a la familia de las substancias radiactivas, lo que significa que su núcleo es inestable y que en un lapso de tiempo más o menos largo se transforma en otro elemento link: http://www.youtube.com/watch?v=<object width="480" height="385"><param name="movie" value="http://www.youtube.com/v/KQ64Jm3dmSs&hl=es_MX&fs=1&"></param><param name="allowFullScreen" value="true"></param><param name="allowscriptaccess" value="always"></param><embed src="http://www.youtube.com/v/KQ64Jm3dmSs&hl=es_MX&fs=1&" type="application/x-shockwave-flash" allowscriptaccess="always" allowfullscreen="true" width="480" height="385"></embed></object> Historia El torio se llamó así en honor a Thor, el dios nórdico del relámpago y la tormenta. Fue descubierto en Suecia por Jöns Jakob Berzelius en 1828. Setenta años más tarde el matrimonio Pierre Curie y Marie Curie pusieron de manifiesto el caracter radiactivo del elemento. Aplicaciones del torio Aparte de su incipiente uso como combustible nuclear el torio metálico o alguno de sus óxidos se utilizan en las siguientes aplicaciones:[3] Se incorpora al tungsteno metálico para fabricar filamentos de lámparas eléctricas, Para aplicaciones en material cerámico de alta temperatura, Para la fabricación de lámparas electrónicas, Para fabricar electrodos especiales de soldadura, aleado con Tungsteno (Wolframio) creando la aleacción con más alto punto de fusión existente, cerca de los 4000º Como agente de aleación en estructuras metálicas, Como componente básico de la tecnología del magnesio, Se utiliza en la industria electrónica como detector de oxígeno. El óxido ThO2 se usa para los electrodos y filamentos ligeros, para controlar el tamaño de grano del wolframio usado en las lámparas eléctricas y para fabricar crisoles de laboratorio para altas temperaturas y también como catalizador en la conversión del amoníaco en ácido nítrico, en la obtención de hidrocarburos a partir del carbono, en las operaciones de cracking del petróleo y en la producción de ácido sulfúrico. Los vidrios que contienen óxido de torio el tiene un alto índice de refracción y una baja dispersión por lo que se utilizan en la fabricación de lentes de calidad para cámaras e instrumentos científicos. Serie del torio Cuando un átomo de torio 232 se desintegra emite una partícula alfa, formada por dos protones y dos neutrones. La emisión de la partícula alfa reduce el número atómico del torio 232 en dos unidades, y el número másico en cuatro, transformándolo en el isótopo 228 de otro elemento, el radio 228. Posteriores desintegraciones forman la cadena natural del torio. Este proceso continúa hasta que se forma finalmente un elemento no radiactivo, y por tanto estable, que es el plomo. Gracias al periodo tan grande de desintegración del torio 232, continuará produciendo elementos de su serie durante miles de millones de años. Fisión del torio Algunos tipos de isótopos radioactivos se fisionan, es decir, en lugar de emitir una o más partículas, dividen su núcleo en otras dos. Si esta operación se realiza en condiciones controladas, estos isótopos pueden emplearse como fuente de energía. Dos de los combustibles fisionables más comúnmente utilizados en reactores lentos son el uranio 235 y el plutonio 239. Como fuente de energía, la potencialidad que ofrece el torio 232 requiere su conversión en uranio 233, que se lleva a cabo en reactores especiales (reactores rápidos y reactores subcríticos De Wikipedia, la enciclopedia libre

Elemento químico Tabla periódica de los elementos químicos.Un elemento químico es un tipo de materia, constituida por átomos de la misma clase. En su forma más simple posee un número determinado de protones en su núcleo, haciéndolo pertenecer a una categoría única clasificada con el número atómico, aun cuando este pueda ostentar distintas masas atómicas. Es un átomo con características físicas únicas, que por tradición se define como aquella sustancia que no puede ser descompuesta mediante una reacción química, en otras más simples. No existen dos átomos de un mismo elemento con características distintas y, en el caso de que estos posean masa distinta, pertenecen al mismo elemento pero en lo que se conoce como uno de sus isótopos. También es importante diferenciar entre un «elemento químico» de una sustancia simple. El ozono (O3) y el oxígeno (O2) son dos sustancias simples, cada una de ellas con propiedades diferentes. Y el elemento químico que forma estas dos sustancias simples es el oxígeno (O). Otro ejemplo es el del elemento químico carbono, que se presenta en la naturaleza como grafito o como diamante (estados alotrópicos). Algunos elementos se han encontrado en la naturaleza, formando parte de sustancias simples o de compuestos químicos. Otros han sido creados artificialmente en los aceleradores de partículas o en reactores atómicos. Estos últimos son inestables y sólo existen durante milésimas de segundo. Elementos químicos en la tabla periódica de los elementos Los elementos químicos se encuentran clasificados en la tabla periódica de los elementos. A continuación se detallan los elementos conocidos, ordenados por su número atómico. 1 Hidrógeno H 1, 1 1.00794(7)(2) (3) (4) 0.084 g/l -259.1 -252.69 1766 Cavendish 2 Helio He 1, 18 4.002602(2)(2) (4) 0.17 g/l -272.2 -268.9 1895 Ramsay y Cleve 3 Litio Li 2, 1 6.941(2)(2) (3) (4) (5) 0.53 180.5 1317 1817 Arfwedson 4 Berilio Be 2, 2 9.012182(3) 1.85 1278 2970 1797 Vauquelin 5 Boro B 2, 13 10.811(7)(2) (3) (4) 2.46 2300 2550 1808 Davy y Gay-Lussac 6 Carbono C 2, 14 12.0107(8)(2) (4) 3.51 3550 4827 Prehistoria Desconocido 7 Nitrógeno N 2, 15 14.0067(2)(2) (4) 1.17 g/l -209.9 -195.8 1772 Rutherford 8 Oxígeno O 2, 16 15.9994(3)(2) (4) 1.33 g/l -218.4 -182.9 1774 Priestly y Scheele 9 Flúor F 2, 17 18.9984032(5) 1.58 g/l -219.6 -188.1 1886 Moissan 10 Neón Ne 2, 18 20.1797(6)(2) (3) 0.84 g/l -248.7 -246.1 1898 Ramsay y Travers 11 Sodio Na 3, 1 22.98976928(2) 0.97 97.8 892 1807 Davy 12 Magnesio Mg 3, 2 24.3050(6) 1.74 648.8 1107 1755 Black 13 Aluminio Al 3, 13 26.9815386(8) 2.70 660.5 2467 1825 Oersted 14 Silicio Si 3, 14 28.0855(3)(4) 2.33 1410 2355 1824 Berzelius 15 Fósforo P 3, 15 30.973762(2) 1.82 44 (P4) 280 (P4) 1669 Brand 16 Azufre S 3, 16 32.065(5)(2) (4) 2.06 113 444.7 Prehistoria Desconocido 17 Cloro Cl 3, 17 35.453(2)(2) (3) (4) 2.95 g/l -34.6 -101 1774 Scheele 18 Argón Ar 3, 18 39.948(1)(2) (4) 1.66 g/l -189.4 -185.9 1894 Ramsay y Rayleigh 19 Potasio K 4, 1 39.0983(1) 0.86 63.7 774 1807 Davy 20 Calcio Ca 4, 2 40.078(4)(2) 1.54 839 1487 1808 Davy 21 Escandio Sc 4, 3 44.955912(6) 2.99 1539 2832 1879 Nilson 22 Titanio Ti 4, 4 47.867(1) 4.51 1660 3260 1791 Gregor y Klaproth 23 Vanadio V 4, 5 50.9415(1) 6.09 1890 3380 1801 del Río 24 Cromo Cr 4, 6 51.9961(6) 7.14 1857 2482 1797 Vauquelin 25 Manganeso Mn 4, 7 54.938045(5) 7.44 1244 2097 1774 Gahn 26 Hierro Fe 4, 8 55.845(2) 7.87 1535 2750 Prehistoria Desconocido 27 Cobalto Co 4, 9 58.933195(5) 8.89 1495 2870 1735 Brandt 28 Níquel Ni 4, 10 58.6934(2) 8.91 1453 2732 1751 Cronstedt 29 Cobre Cu 4, 11 63.546(3)(4) 8.92 1083.5 2595 Prehistoria Desconocido 30 Zinc Zn 4, 12 65.409(4) 7.14 419.6 907 Prehistoria Desconocido 31 Galio Ga 4, 13 69.723(1) 5.91 29.8 2403 1875 Lecoq de Boisbaudran 32 Germanio Ge 4, 14 72.64(1) 5.32 937.4 2830 1886 Winkler 33 Arsénico As 4, 15 74.92160(2) 5.72 613 613 (sublimación) ca. 1250 Albertus Magnus 34 Selenio Se 4, 16 78.96(3)(4) 4.82 217 685 1817 Berzelius 35 Bromo Br 4, 17 79.904(1) 3.14 -7.3 58.8 1826 Balard 36 Kriptón Kr 4, 18 83.798(2)(2) (3) 3.48 g/l -156.6 -152.3 1898 Ramsay y Travers 37 Rubidio Rb 5, 1 85.4678(3)(2) 1.53 39 688 1861 Bunsen y Kirchhoff 38 Estroncio Sr 5, 2 87.62(1)(2) (4) 2.63 769 1384 1790 Crawford 39 Itrio Y 5, 3 88.90585(2) 4.47 1523 3337 1794 Gadolin 40 Circonio Zr 5, 4 91.224(2)(2) 6.51 1852 4377 1789 Klaproth 41 Niobio Nb 5, 5 92.906 38(2) 8.58 2468 4927 1801 Hatchett 42 Molibdeno Mo 5, 6 95.94(2)(2) 10.28 2617 5560 1778 Scheele 43 Tecnecio Tc 5, 7 [98.9063](1) 11.49 2172 5030 1937 Perrier y Segrè 44 Rutenio Ru 5, 8 101.07(2)(2) 12.45 2310 3900 1844 Klaus 45 Rodio Rh 5, 9 102.90550(2) 12.41 1966 3727 1803 Wollaston 46 Paladio Pd 5, 10 106.42(1)(2) 12.02 1552 3140 1803 Wollaston 47 Plata Ag 5, 11 107.8682(2)(2) 10.49 961.9 2212 Prehistoria Desconocido 48 Cadmio Cd 5, 12 112.411(8)(2) 8.64 321 765 1817 Strohmeyer y Hermann 49 Indio In 5, 13 114.818(3) 7.31 156.2 2080 1863 Reich y Richter 50 Estaño Sn 5, 14 118.710(7)(2) 7.29 232 2270 Prehistoria Desconocido 51 Antimonio Sb 5, 15 121.760(1)(2) 6.69 630.7 1750 Prehistoria Desconocido 52 Telurio Te 5, 16 127.60(3)(2) 6.25 449.6 990 1782 von Reichenstein 53 Yodo I 5, 17 126.90447(3) 4.94 113.5 184.4 1811 Courtois 54 Xenón Xe 5, 18 131.293(6)(2) (3) 4.49 g/l -111.9 -107 1898 Ramsay y Travers 55 Cesio Cs 6, 1 132.9054519(2) 1.90 28.4 690 1860 Kirchhoff y Bunsen 56 Bario Ba 6, 2 137.327(7) 3.65 725 1640 1808 Davy 57 Lantano La 6 138.90547(7)(2) 6.16 920 3454 1839 Mosander 58 Cerio Ce 6 140.116(1)(2) 6.77 798 3257 1803 von Hisinger y Berzelius 59 Praseodimio Pr 6 140.90765(2) 6.48 931 3212 1895 von Welsbach 60 Neodimio Nd 6 144.242(3)(2) 7.00 1010 3127 1895 von Welsbach 61 Prometio Pm 6 [146.9151](1) 7.22 1080 2730 1945 Marinsky y Glendenin 62 Samario Sm 6 150.36(2)(2) 7.54 1072 1778 1879 Lecoq de Boisbaudran 63 Europio Eu 6 151.964(1)(2) 5.25 822 1597 1901 Demarçay 64 Gadolinio Gd 6 157.25(3)(2) 7.89 1311 3233 1880 de Marignac 65 Terbio Tb 6 158.92535(2) 8.25 1360 3041 1843 Mosander 66 Disprosio Dy 6 162.500(1)(2) 8.56 1409 2335 1886 Lecoq de Boisbaudran 67 Holmio Ho 6 164.93032(2) 8.78 1470 2720 1878 Soret 68 Erbio Er 6 167.259(3)(2) 9.05 1522 2510 1842 Mosander 69 Tulio Tm 6 168.93421(2) 9.32 1545 1727 1879 Cleve 70 Iterbio Yb 6 173.04(3)(2) 6.97 824 1193 1878 de Marignac 71 Lutecio Lu 6, 3 174.967(1)(2) 9.84 1656 3315 1907 Urbain 72 Hafnio Hf 6, 4 178.49(2) 13.31 2150 5400 1923 Coster y de Hevesy 73 Tantalio Ta 6, 5 180.9479(1) 16.68 2996 5425 1802 Ekeberg 74 Wolframio W 6, 6 183.84(1) 19.26 3407 5927 1783 Elhuyar 75 Renio Re 6, 7 186.207(1) 21.03 3180 5627 1925 Noddack, Tacke y Berg 76 Osmio Os 6, 8 190.23(3)(2) 22.61 3045 5027 1803 Tennant 77 Iridio Ir 6, 9 192.217(3) 22.65 2410 4130 1803 Tennant 78 Platino Pt 6, 10 195.084(9) 21.45 1772 3827 1557 Scaliger 79 Oro Au 6, 11 196.966569(4) 19.32 1064.4 2940 Prehistoria Desconocido 80 Mercurio Hg 6, 12 200.59(2) 13.55 -38.9 356.6 Prehistoria Desconocido 81 Talio Tl 6, 13 204.3833(2) 11.85 303.6 1457 1861 Crookes 82 Plomo Pb 6, 14 207.2(1)(2) (4) 11.34 327.5 1740 Prehistoria Desconocido 83 Bismuto Bi 6, 15 208.98040(1) 9.80 271.4 1560 1540 Geoffroy 84 Polonio Po 6, 16 [208.9824](1) 9.20 254 962 1898 Marie y Pierre Curie 85 Astato At 6, 17 [209.9871](1) 302 337 1940 Corson y MacKenzie 86 Radón Rn 6, 18 [222.0176](1) 9.23 g/l -71 -61.8 1900 Dorn 87 Francio Fr 7, 1 [223.0197](1) 27 677 1939 Perey 88 Radio Ra 7, 2 [226.0254](1) 5.50 700 1140 1898 Marie y Pierre Curie 89 Actinio Ac 7 [227.0278](1) 10.07 1047 3197 1899 Debierne 90 Torio Th 7 232.03806(2)(1) (2) 11.72 1750 4787 1829 Berzelius 91 Protactinio Pa 7 231.03588(2)(1) 15.37 1554 4030 1917 Soddy, Cranston y Hahn 92 Uranio U 7 238.02891(3)(1) (2) (3) 18.97 1132.4 3818 1789 Klaproth 93 Neptunio Np 7 [237.0482](1) 20.48 640 3902 1940 McMillan y Abelson 94 Plutonio Pu 7 [244.0642](1) 19.74 641 3327 1940 Seaborg 95 Americio Am 7 [243.0614](1) 13.67 994 2607 1944 Seaborg 96 Curio Cm 7 [247.0703](1) 13.51 1340 1944 Seaborg 97 Berkelio Bk 7 [247.0703](1) 13.25 986 1949 Seaborg 98 Californio Cf 7 [251.0796](1) 15.1 900 1950 Seaborg 99 Einsteinio Es 7 [252.0829](1) 860 1952 Seaborg 100 Fermio Fm 7 [257.0951](1) 1952 Seaborg 101 Mendelevio Md 7 [258.0986](1) 1955 Seaborg 102 Nobelio No 7 [259.1009](1) 1958 Seaborg 103 Lawrencio Lr 7, 3 [260.1053](1) 1961 Ghiorso 104 Rutherfordio Rf 7, 4 [261.1087](1) 1964/69 Flerov 105 Dubnio Db 7, 5 [262.1138](1) 1967/70 Flerov 106 Seaborgio Sg 7, 6 [263.1182](1) 1974 Flerov 107 Bohrio Bh 7, 7 [262.1229](1) 1976 Oganessian 108 Hassio Hs 7, 8 [265](1) 1984 GSI (*) 109 Meitnerio Mt 7, 9 [266](1) 1982 GSI 110 Darmstadtio Ds 7, 10 [269](1) 1994 GSI 111 Roentgenio Rg 7, 11 [272](1) 1994 GSI 112 Copernicio Cn 7, 12 [285](1) 1996 GSI 113 Ununtrio Uut 7, 13 [284](1) 2004 JINR (*), LLNL (*) 114 Ununquadio Uuq 7, 14 [289](1) 1999 JINR 115 Ununpentio Uup 7, 15 [288](1) 2004 JINR, LLNL 116 Ununhexio Uuh 7, 16 [290](1) 2006 JINR, LLNL(**) 117 Ununseptio Uus 7, 17 (1) 2009-2010 JINR 118 Ununoctio Uuo 7, 18 [294](1) 2006 JINR, LLNL(**) (**)El descubrimiento del elemento 118 por un equipo del Lawrence Berkeley National Laboratory en 1999 fue más tarde revocado porque no fue posible repetir tal experimento. Anulación de LBNL por el descubrimiento de 1999. Experimento de JINR/LLNL (2005) Acrónimos incluidos en la tabla GSI, Gesellschaft für Schwerionenforschung (Sociedad para la Investigación de Iones Pesados), Wixhausen, Darmstadt, Alemania JINR, Joint Institute for Nuclear Research (Instituto Unido para la Investigación Nuclear), Dubna, Moskvá Oblast, Rusia LLNL, Lawrence Livermore National Laboratory (Laboratorio Nacional Lawrence de Livermore) Livermore, California, Estados Unidos LBNL, Lawrence Berkeley National Laboratory (Laboratorio Nacional Lawrence de Berkeley) Berkeley, California, Estados Unidos Notas sobre la tabla El H2O es el químico complejo de las sustancias químicas Nota 1: El elemento no tiene un nucleoide estable, y su valor entre corchetes, (por ejemplo, [209]), indica el número másico del isótopo con mayor duración de dicho elemento. Nota 2: La composición isotópica de algunos elementos presentes en ciertos fragmentos geológicos puede variar de la facilitada en la tabla. Nota 3: La composición isotópica puede variar en los materiales comerciales, por lo que el peso atómico puede variar del dado significativamente. Nota 4: La composición isotópica de varios metales terrestres que necesitan una precisión mayor en su peso atómico no puede ser facilitada. Nota 5: El peso atómico del litio comercializado puede variar entre 6.939 y 6.996—en análisis futuros se tratará de especificar más el dato. Procedencia de los nombres de elementos químicos Los nombres de los elementos proceden de sus nombres en griego, latín, inglés o llevan el nombre de su descubridor o ciudad en que se descubrieron. Hidrógeno (H): del griego ‘engendrador de agua’. Helio (He): de la atmósfera del Sol (el dios griego Helios). Se descubrió por primera vez en el espectro de la corona solar durante un eclipse en 1868, aunque la mayoría de los científicos no lo aceptaron hasta que se aisló en la Tierra. Litio (Li): del griego lithos, ‘roca’. Berilio (Be) de beriio, esmeralda de color verde Boro (B): del árabe buraq. Carbono (C): carbón. Nitrógeno (N): en griego nitrum, ‘engendrador de nitratos’ Oxígeno (O): en griego ‘engendrador de óxidos’ (oxys). Flúor (F): del latín fluere. Neón (Ne): nuevo (del griego neos). Sodio (Na): Del latín sodanum (sosa). El símbolo Na viene del latín nátrium (nitrato de sodio). Magnesio (Mg): de Magnesia, comarca de Tesalia (Grecia). Aluminio (Al): del latín alumen. Silicio (Si): del latín sílex, sílice. Fósforo (P) del griego phosphoros, ‘portador de luz’ (el fósforo emite luz en la oscuridad porque arde al combinarse lentamente con el oxígeno del aire). Azufre (S) del latín sulphurium. Cloro (Cl) del griego chloros (amarillo verdoso). Argón (Ar) del griego argos, ‘inactivo’ (debido a que los gases nobles son poco reactivos). Potasio (K): del inglés pot ashes (‘cenizas’), ya que las cenizas de algunas plantas son ricas en potasio. El símbolo K proviene del griego kalium. Calcio (Ca) del griego calx, ‘caliza’. La caliza está formada por Ca2CO3. Escandio (Sc) de Scandia (Escandinavia). Titanio (Ti): de los Titanes, los primeros hijos de la Tierra según la mitología griega. Vanadio (V): de diosa escandinava Vanadis. Cromo (Cr): del griego chroma, ‘color’. Manganeso (Mn): de magnes, magnético. Hierro (Fe): del latín ferrum. Cobalto (Co): según una versión, proviene del griego kobalos, ‘mina’. Otra versión dice que proviene del nombre de un espíritu maligno de la mitología alemana. Niquel (Ni): proviene del término sueco koppar nickel y del alemán kupfer nickel, ‘cobre del demonio Nick’ o cobre falso (metal que aparece en las minas de cobre, pero no es cobre). Cobre (Cu): de cuprum, nombre de la isla de Chipre. Zinc (Zn): del alemán zink, que significa origen oscuro. Galio (Ga): de Gallia (nombre romano de Francia). Germanio (Ge): de Germania (nombre romano de Alemania). Arsénico (As): arsenikon, oropimente (auripigmentum) amarillo. Selenio (Se):de Selene (nombre griego de la Luna). Bromo (Br): del griego bromos, ‘hedor’. Kriptón (Kr): del griego kryptos, ‘oculto, secreto’. Rubidio (Rb): del latín rubidius, rojo muy intenso (a la llama). Estroncio (Sr): de Strontian, ciudad de Escocia. Itrio (Y): de Ytterby, pueblo de Suecia. Circonio o Zirconio (Zr): del árabe zargun, ‘color dorado’. Niobio (Nb): de Níobe (hija de Tántalo). Molibdeno (Mo): de molybdos, ‘plomo’. (Al parecer, los primeros químicos lo confundieron con mena de plomo). Tecnecio (Tc): de technetos, ‘wikt:artificial’, porque fue uno de los primeros sintetizados. Rutenio (Ru): del latín Ruthenia (nombre romano de Rusia). Rodio (Rh): del griego rhodon, color rosado. Paladio (Pd): de la diosa griega de la sabiduría, Palas Atenea. Plata (Ag): del latín argéntum. Cadmio (Cd): del latín cadmia, nombre antiguo del carbonato de zinc. (Probablemente porque casi todo el cadmio industrial se obtiene como subproducto en el refinado de los minerales de zinc). Indio (In): debido al color índigo (añil) que se observa en su espectro. Estaño (Sn): del latín stannum. Telurio (Te): de tel-lus, ‘tierra’. Antimonio (Sb): del latín antimonium. El símbolo Sb, del latín stibium. Yodo (I): del griego iodes, violeta. Xenon (Xe): del griego xenon, ‘extranjero, extraño, raro’. Cesio (Cs): del latín caesius, color azul celeste. Bario (Ba): del griego barys, ‘pesado’. Lantano (La): del griego lanthanein, ‘yacer oculto’. Cerio (Ce): por el asteroide Ceres, descubierto dos años antes. El cerio metálico se encuentra principalmente en una aleación de hierro que se utiliza en las piedras de los encendedores. Praseodimio (Pr): de prasios, ‘verde’, y dídymos, ‘gemelo’. Neodimio (Nd): de neos-dýdimos, ‘nuevo gemelo (del lantano)’. Prometio (Pm): del dios griego Prometeo. Europio (Eu): de Europa. Gadolinio (Gd): del mineral gadolinita, del químico finlandés Gadolin. Terbio (Tb): de Ytterby, pueblo de Suecia. Disprosio (Dy): del griego dysprositos, de difícil acceso. Holmio (Ho): del latín Holmia (nombre romano de Estocolmo). Tulio (Tm): de Thule, nombre antiguo de Escandinavia. Lutecio (Lu): de Lutecia, antiguo nombre de París. Hafnio (Hf): de Hafnia, nombre latín de Copenhague. Tantalio (Ta): de Tántalo, un personaje de la mitología griega. Wolframio (W): del inglés wolfrahm; o Tungsteno, del sueco tung sten, ‘piedra pesada’. Renio (Re): del latín Rhenus (nombre romano del río Rin). Osmio (Os): del griego osme, olor (debido al fuerte olor del OsO4). Iridio (Ir): de arco iris. Platino (Pt): por su similitud a la plata (cuando en 1748 Antonio de Ulloa lo encontró en una expedición lo llamó "platina". Oro (Au): de aurum, aurora resplandeciente Mercurio (Hg): su nombre se debe al planeta del mismo nombre, pero su abreviatura es Hg porque Dioscórides lo llamaba «plata acuática» (en griego hydrárgyros, hydra: ‘agua’, gyros: ‘plata’). Talio (Tl): del griego thallos, tallo, vástago o retoño verde. Plomo (Pb): del latín plumbum. Bismuto (Bi): del alemán weisse masse, masa blanca. Polonio (Po): de Polonia, en honor al país de origen de Marie Curie, codescubridora del elemento, junto con su marido Pierre. Astato (At): del griego astatos, inestable. Radón (Rn): del inglés radium emanation (‘emanación radiactiva’). Francio (Fr): de Francia. Radio (Ra): del latín radius, ‘rayo’. Actinio (Ac): del griego aktinos, ‘destello o rayo’. Torio (Th): de Thor, dios de la guerra escandinavo. Protoactinio (Pa): del griego protos (primer) y actinium. Uranio (U): del planeta Urano. Neptunio (Np): del planeta Neptuno. Plutonio (Pu): del planetoide Plutón. Americio (Am): de América. Curio (Cm): en honor de Pierre y Marie Curie. Berkelio (Bk): de Berkeley, donde se encuentra una importante universidad californiana. Californio (Cf): del estado estadounidense de California. Einstenio (Es): en honor de Albert Einstein. Fermio (Fm): en honor de Enrico Fermi. Mendelevio (Md): en honor al químico ruso Dmitri Ivánovich Mendeléiev, precursor de la actual tabla periódica. Nobelio (No): en honor de Alfred Nobel. Lawrencio (Lr): en honor de E. O. Lawrence. Rutherfordio (Rf):en honor a Ernest Rutherford, científico colaborador del modelo atómico y física nuclear. Dubnio (Db): en honor al Joint Institute for Nuclear Research, un centro de investigación ruso localizado en Dubna. Seaborgio (Sg): en honor a Glenn T. Seaborg. Bohrio (Bh): en honor a Niels Bohr. Hassio (Hs): se debe al estado alemán de Hesse en el que se encuentra el grupo de investigación alemán Gesellschaft für Schwerionenforschung (GSI). Meitnerio (Mt): en honor a Lise Meitner, matemática y física de origen austríaco y sueco. Darmstadtio (Ds): en honor al lugar donde fue descubierto, Darmstadt, en donde se localiza el GSI. Roentgenio (Rg): en honor a Wilhelm Conrad Roentgen, descubridor de los rayos X. Copernicio (Cn): en honor a Nicolás Copérnico, astrónomo polaco formulador de la teoría heliocéntrica. A partir del número atómico 112, se nombra a los elementos con la nomenclatura temporal de la IUPAC, en la que a cada elemento le corresponde como nombre su número en latín. Relación entre los elementos y la tabla periódica La relación que tienen los elementos con la tabla periódica es que la tabla periódica contiene los elementos químicos en una forma de ordenada de acuerdo a su peso atómico, estableciendo más de 118 elementos conocidos. Algunos se han encontrado en la naturaleza, formando parte de sustancias simples o compuestos químicos. Otros han sido creados artificialmente en los aceleradores de partículas o en reactores atómicos. Estos últimos son inestables y sólo existen durante milésimas de segundo. Conceptos básicos Elementos: sustancia que no puede ser descompuesta, mediante una reacción química, en otras más simples Tabla periódica de los elementos: Es la organización que, atendiendo a diversos criterios, distribuye los distintos elementos químicos conforme a ciertas características. El descubrimiento de los elementos Metales, no metales y metaloides La primera clasificación de elementos conocida fue propuesta por Antoine Lavoisier, quien propuso que los elementos se clasificaran en metales, no metales y metaloides o metales de transición. Aunque muy práctico y todavía funcional en la tabla periódica moderna, fue rechazada debido a que había muchas diferencias en las propiedades físicas como químicas. Metales La mayor parte de los elementos metálicos exhibe el lustre brillante que asociamos a los metales. Los metales conducen el calor y la electricidad, son maleables (se pueden golpear para formar láminas delgadas) y dúctiles (se pueden estirar para formar alambres). Todos son sólidos a temperatura ambiente con excepción del mercurio (punto de fusión =-39 ºC), que es un líquido. Dos metales se funden ligeramente arriba de la temperatura ambiente: el cesio a 28.4 ºC y el galio a 29.8 ºC. En el otro extremo, muchos metales se funden a temperaturas muy altas. Por ejemplo, el cromo se funde a 1900 ºC. Los metales tienden a tener energías de ionización bajas y por tanto se oxidan (pierden electrones) cuando sufren reacciones químicas. Los metales comunes tienen una relativa facilidad de oxidación. Muchos metales se oxidan con diversas sustancias comunes, incluidos 02 Y los ácidos. Se utilizan con fines estructurales, fabricación de recipientes, conducción del calor y la electricidad. Muchos de los iones metálicos cumplen funciones biológicas importantes: hierro, calcio, magnesio, sodio, potasio, cobre, manganeso, cinc, cobalto, molibdeno, cromo, estaño, vanadio, níquel,.... No metales Los no metales varían mucho en su apariencia, no son lustrosos y por lo general son malos conductores del calor y la electricidad. Sus puntos de fusión son más bajos que los de los metales (aunque el diamante, una forma de carbono, se funde a 700 ºC en condiciones normales de presión y temperatura). Varios no metales existen en condiciones ordinarias como moléculas diatómicas. En esta lista están incluidos cinco gases (H2, N2, 02, F2 y C12), un líquido (Br2) y un sólido volátil (I2). El resto de los no metales son sólidos que pueden ser duros como el diamante o blandos como el azufre. Al contrario de los metales, son muy frágiles y no pueden estirarse en hilos ni en láminas. Se encuentran en los tres estados de la materia a temperatura ambiente: son gases (como el oxígeno), líquidos (bromo) y sólidos (como el carbono). No tienen brillo metálico y no reflejan la luz. Muchos no metales se encuentran en todos los seres vivos: carbono, hidrógeno, oxígeno, nitrógeno, fósforo y azufre en cantidades importantes. Otros son oligoelementos: flúor, silicio, arsénico, yodo, cloro. Comparación de los metales y no metales Metales Tienen un lustre brillante; diversos colores, pero casi todos son plateados. Los sólidos son maleables y dúctiles Buenos conductores del calor y la electricidad Casi todos los óxidos metálicos son sólidos iónicos básicos. Tienden a formar cationes en solución acuosa. Las capas externas contienen pocos electrones habitualmente tres o menos. No Metales No tienen lustre; diversos colores. Los sólidos suelen ser quebradizos; algunos duros y otros blandos. Malos conductores del calor y la electricidad La mayor parte de los óxidos no metálicos son sustancias moleculares que forman soluciones ácidas Tienden a formar aniones u oxianiones en solución acuosa. Las capas externas contienen cuatro o más electrones*. Excepto hidrógeno y helio Localización en la tabla periódica Metales Corresponde a los elementos situados a la izquierda y centro de la Tabla Periódica (Grupos 1 (excepto hidrógeno) al 12, y en los siguientes se sigue una línea quebrada que, aproximadamente, pasa por encima de Aluminio (Grupo 13), Germanio (Grupo 14), Antimonio (Grupo 15) y Polonio (Grupo 16) de forma que al descender aumenta en estos grupos el carácter metálico). No Metales Los no metales son los elementos situados a la derecha en la Tabla Periódica por encima de la línea quebrada de los grupos 14 a 17 y son tan solo 25 elementos. (Incluyendo el Hidrógeno). Colocados en orden creciente de número atómico, los elementos pueden agruparse, por el parecido de sus propiedades, en 18 familias o grupos (columnas verticales). Desde el punto de vista electrónico, los elementos de una familia poseen la misma configuración electrónica en la última capa, aunque difieren en el número de capas (periodos). Los grupos o familias son 18 y se corresponden con las columnas de la Tabla Periódica. Elementos químicos y número atómico Un elemento químico es una sustancia pura formada por átomos que tienen el mismo número atómico, es decir, el mismo número de protones. Cada elemento se distingue de los demás por sus propiedades características. Se denomina número atómico al número de protones que tiene el núcleo de un átomo. Este número es igual al número de electrones que el átomo neutro posee alrededor del núcleo. De Wikipedia, la enciclopedia libre