1. TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS

2. Hidrógeno - H
Primer elemento de la tabla periódica. En condiciones
normales es un gas incoloro, inodoro e insípido, compuesto de
moléculas diatómicas, H2. El átomo de hidrógeno, símbolo
H, consta de un núcleo de unidad de carga positiva y un solo
electrón. Tiene número atómico 1 y peso atómico de 1.00797.
Es uno de los constituyentes principales del agua y de toda la
materia orgánica, y está distribuido de manera amplia no sólo
en la Tierra sino en todo el universo. Existen 3 isótopos del
hidrógeno: el protio, de masa 1, que se encuentra en más del
99.98% del elemento natural; el deuterio, de masa 2, que se
encuentra en la naturaleza aproximadamente en un 0.02%, y
el tritio, de masa 3, que aparece en pequeñas cantidades en
la naturaleza, pero que puede producirse artificialmente por
medio de varias reacciones nucleares.

4. Helio - He
 Elemento químico gaseoso, símbolo He, número atómico 2 y peso atómico
de 4.0026. El helio es uno de los gases nobles del grupo O de la tabla
periódica. Es el segundo elemento más ligero. La fuente principal de helio
del mundo es un grupo de campos de gas natural en los Estados Unidos.
 El helio es un gas incoloro, inodoro e insípido. Tiene menor solubilidad en
agua que cualquier otro gas. Es el elemento menos reactivo y
esencialmente no forma compuesto químicos. La densidad y la viscosidad
del vapor de helio son muy bajas. La conductividad térmica y el
contenido calórico son excepcionalmente altos. El helio puede licuarse,
pero su temperatura de condensación es la más baja de cualquier
sustancia conocida.
 El helio fue el primer gas de llenado de globos y dirigibles. Esta aplicación
continúa en la investigación de alta altitud y para globos meteorológicos.
El uso principal del helio lo constituye el gas inerte de protección en
soldadura autógena. Su mayor potencial lo encontramos en aplicaciones
a temperaturas muy bajas. El helio es el único refrigerante capaz de
alcanzar temperaturas menores que 14 K (-434ºF). El principal valor de la
temperatura ultrabaja está en el desarrollo del estado de
superconductividad, en el cual hay prácticamente una resistencia cero al
flujo de la electricidad. Otras aplicaciones son su uso como gas
presurizante en combustibles líquidos de cohetes, en mezclas helio-
oxígeno para buzos, como fluido de trabajo en los reactores nucleares
enfriados por gas y como gas transportador en los análisis químicos por
cromatografía de gases.

6. Litio - Li
 El litio encabeza la familia de los metales alcalinos en la tabla
periódica. En la naturaleza se encuentra como una mezcla de los
isótopos Li6 y Li7. Es el metal sólido más ligero, es blando, de bajo
punto de fusión y reactivo. Muchas propiedades físicas y químicas son
tan o más parecidas a las de los metales alcalinotérreos que a las de
su grupo.
 El principal uso industrial del litio es en forma de estearato de litio como
espesante para grasas lubricantes. Otras aplicaciones importantes de
compuestos de litio son en cerámica, de modo específico en la
formulación de esmaltes para porcelana; como aditivo para alargar
la vida y el rendimiento en acumuladores alcalinos y en soldadura
autógena y soldadura para latón. El litio es un elemento
moderadamente abundante y está presente en la corteza terrestre en
65 partes por millón(ppm).
 Esto lo coloca por debajo del níquel, cobre y tungsteno y por encima
del cerio y estaño, en lo referente a abundancia.
 Entre las propiedades físicas más notables del litio están el alto calor
específico (capacidad calorifica), el gran intervalo de temperatura de
la fase líquida, alta conductividad térmica, baja viscosidad y muy
baja densidad. El litio metálico es soluble en aminas alifáticas de
cadena corta, como la etilamina. Es insoluble en los hidrocarburos.

8. Berilio - Be
 El berilio, metal raro, es uno de los metales estructurales más ligeros, su
densidad es cerca de la tercera parte de la del aluminio. En la table de
arriba se muestran algunas de las propiedades físicas y químicas
importantes del berilio. El berilio tiene diversas propiedades poco
comunes e incluso únicas.
 El principal uso del berilio metálico se encuentra en la manufactura de
aleaciones berilio-cobre y en el desarrollo de materiales moderadores y
reflejantes para reactores nucleares. La adición de un 2% de berilio al
cobre forma una aleación no magnética seis veces más fuerte que el
cobre. Estas aleaciones berilio-cobre tienen numerosas aplicaciones en
la industria de herramientas ya que no producen chispas, en las partes
móviles críticas de aviones, así como en componentes clave de
instrumentos de precisión, computadoras mecánicas, reveladores
eléctricos y obturadores de cámaras fotográficas. Martillos, llaves y
otras herramientas de berilio-cobre se emplean en refinerías petroleras
y otras plantas en las cuales una chispa producida por piezas de acero
puede ocasionar una explosión o un incendio.
 El berilio tiene muchos usos en la energía nuclear porque es uno de los
materiales más eficientes para disminuir la velocidad de los neutrones,
así como para reflejarlos. En consecuencia, se utiliza en la construcción
de reactores nucleares como moderador y soporte, o en aleaciones
con elementos combustibles.

10. Boro - B
 Elemento químico, B, número atómico 5, peso atómico 10.811. Tiene tres elementos
de valencia y se comporta como no metal. Se clasifica como metaloide y es el único
elemento no metálico con menos de cuatro electrones en la capa externa. El
elemento libre se prepara en forma cristalina o amorfa. La forma cristalina es un
sólido quebradizo, muy duro. Es de color negro azabache a gris plateado con brillo
metálico. Una forma de boro cristalino es rojo brillante. La forma amorfa es menos
densa que la cristalina y es un polvo que va del café castaño al negro. En los
compuestos naturales, el boro se encuentra como una mezcla de dos isótopos
estables, con pesos atómicos de 10 y 11.
 Muchas propiedades del boro no están lo suficientemente establecidas en forma
experimental por la pureza discutible de algunas fuentes de boro, las variaciones en
los métodos y las temperaturas de preparación.
 El boro y sus compuestos tienen muchas aplicaciones en diversos campos, aunque el
boro elemental se emplea principalmente en la industria metalúrgica. Su gran
reactividad a temperaturas altas, en particular con oxígeno y nitrógeno, lo hace útil
como agente metalúrgico degasificante. Se utiliza para refinar el aluminio y facilitar
el tratamiento térmico del hierro maleable. El boro incrementa de manera
considerable la resistencia a alta temperatura, característica de las aleaciones de
acero. El boro elemental se emplea en reactores atómicos y en tecnologías de alta
temperatura. Las propiedades físicas que lo hacen atractivo en la construcción de
misiles y tecnología de cohetes son su densidad baja, extrema dureza, alto punto de
fusión y notable fuerza tensora en forma de filamentos. Cuando las fibras de boro se
utilizan en material portador o matriz de tipo epoxi (u otro plástico), la composición
resultante es más fuerte y rígida que el acero y 25% más ligera que el aluminio. El
bórax, Na2B4O710H2O, refinado es un ingrediente importante en ciertas variedades
de detergentes, jabones, ablandadores de agua, almidones para planchado,
adhesivos, preparaciones para baño, cosméticos. Talcos y papel encerado. Se utiliza
también en retardantes a la flama, desinfectantes de frutas y madera, control de
hierbas e insecticidas, así como en la manufactura de papel, cuero y plásticos.

12. Carbono - C
 El carbono es único en la química porque forma un número de compuestos
mayor que la suma total de todos los otros elementos combinados.
 Con mucho, el grupo más grande de estos compuestos es el constituido por
carbono e hidrógeno. Se estima que se conoce un mínimo de 1.000.000 de
compuestos orgánicos y este número crece rápidamente cada año.
Aunque la clasificación no es rigurosa, el carbono forma otra serie de
compuestos considerados como inorgánicos, en un número mucho menor al
de los orgánicos.
 El carbono elemental existe en dos formas alotrópicas cristalinas bien
definidas: diamante y grafito. Otras formas con poca cristalinidad son
carbón vegetal, coque y negro de humo. El carbono químicamente puro se
prepara por descomposición térmica del azúcar (sacarosa) en ausencia de
aire. Las propiedades físicas y químicas del carbono dependen de la
estructura cristalina del elemento. La densidad fluctúa entre 2.25 g/cm³ (1.30
onzas/in³) para el grafito y 3.51 g/cm³ (2.03 onzas/in³) para el diamante. El
punto de fusión del grafito es de 3500ºC (6332ºF) y el de ebullición
extrapolado es de 4830ºC (8726ºF). El carbono elemental es una sustancia
inerte, insoluble en agua, ácidos y bases diluidos, así como disolventes
orgánicos. A temperaturas elevadas se combina con el oxígeno para formar
monóxido o dióxido de carbono. Con agentes oxidantes calientes, como
ácido nítrico y nitrato de potasio, se obtiene ácido melítico C6(CO2H)6. De los
halógenos sólo el flúor reacciona con el carbono elemental. Un gran número
de metales se combinan con el elemento a temperaturas elevadas para
formar carburos.

14. Nitrógeno - N
 Elemento químico, símbolo N, número atómico 7, peso atómico 14.0067; es un gas en
condiciones normales. El nitrógeno molecular es el principal constituyente de la
atmósfera ( 78% por volumen de aire seco). Esta concentración es resultado del
balance entre la fijación del nitrógeno atmosférico por acción bacteriana, eléctrica
(relámpagos) y química (industrial) y su liberación a través de la descomposición de
materias orgánicas por bacterias o por combustión. En estado combinado, el
nitrógeno se presenta en diversas formas. Es constituyente de todas las proteínas
(vegetales y animales), así como también de muchos materiales orgánicos. Su
principal fuente mineral es el nitrato de sodio.
 Gran parte del interés industrial en el nitrógeno se debe a la importancia de los
compuestos nitrogenados en la agricultura y en la industria química; de ahí la
importancia de los procesos para convertirlo en otros compuestos. El nitrógeno
también se usa para llenar los bulbos de las lámparas incandescentes y cuando se
requiere una atmósfera relativamente inerte.
 El nitrógeno, consta de dos isótopos, 14N y 15N, en abundancia relativa de 99.635 a
0.365. Además se conocen los isótopos radiactivos 12N, 13N, 16N y 17N, producidos por
una variedad de reacciones nucleares. A presión y temperatura normales, el
nitrógeno molecular es un gas con una densidad de 1.25046 g por litro.
 El nitrógeno elemental tiene una reactividad baja hacia la mayor parte de las
sustancias comunes, a temperaturas ordinarias. A altas temperaturas, reacciona con
cromo, silicio, titanio, aluminio, boro, berilio, magnesio, bario, estroncio, calcio y litio
para formar nitruros; con O2, para formar NO, y en presencia de un catalizador,
con hidrógeno a temperaturas y presión bastante altas, para formar amoniaco. El
nitrógeno, carbono e hidrógeno se combinan arriba de los 1800ºC (3270ºF) para
formar cianuro de hidrógeno.

16. Oxígeno - O
 Elemento químico gaseoso, símbolo O, número atómico 8 y peso
atómico 15.9994. Es de gran interés por ser el elemento esencial en
los procesos de respiración de la mayor parte de las células vivas y
en los procesos de combustión. Es el elemento más abundante en
la corteza terrestre. Cerca de una quinta parte (en volumen) del
aire es oxígeno.
 Existen equipos capaces de concentrar el oxígeno del aire. Son los
llamados generadores o concentradores de oxígeno, que son los
utilizados en los bares de oxígeno.
 El oxígeno gaseoso no combinado suele existir en forma de
moléculas diatómicas, O2, pero también existe en forma triatómica,
O3, llamada ozono.
 El oxígeno se separa del aire por licuefacción y destilación
fraccionada. Las principales aplicaciones del oxígeno en orden de
importancia son: 1) fundición, refinación y fabricación de acero y
otros metales; 2) manufactura de productos químicos por oxidación
controlada; 3) propulsión de cohetes; 4) apoyo a la vida biológica y
medicina, y 5) minería, producción y fabricación de productos de
piedra y vidrio.
 Existen equipos generadores de ozono, los cuales son usados para
oxidación de materias, para ozonización de piscinas...

18. Flúor - F
 Símbolo F, número atómico 9, miembro de la familia de los halógenos con el número
y peso atómicos más bajos. Aunque sólo el isótopo con peso atómico 19 es estable,
se han preparado de manera artificial los isótopos radiactivos, con pesos atómicos
17 y 22, el flúor es el elemento más electronegativo, y por un margen importante, el
elemento no metálico más energético químicamente.
 Propiedades: El flúor elemental es un gas de color amarillo pálido a temperaturas
normales. El olor del elemento es algo que está todavía en duda. La reactividad del
elemento es tan grande que reacciona con facilidad, a temperatura ambiente,
con muchas otras sustancias elementales, entre ellas el azufre, el yodo, el fósforo, el
bromo y la mayor parte de los metales. Dado que los productos de reacción con los
no metales son líquidos o gases, las reacciones continúan hasta consumirlo por
completo, con frecuencia con producción considerable de calor y luz. En las
reacciones con los metales forma un fluoruro metálico protector que bloquea una
reacción posterior a menos que la temperatura se eleve. El aluminio, el níquel, el
magnesio y el cobre forman tales películas de fluoruro protector.
 El flúor reacciona con violencia considerable con la mayor parte de los compuestos
que contienen hidrógeno, como el agua, el amoniaco y todas las sustancias
orgánicas, sean líquidos, sólidos o gases. La reacción del flúor con el agua es
compleja y produce principalmente fluoruro de hidrógeno y oxígeno, así como
cantidades menores de peróxido de hidrógeno, difluoruro de oxígeno y ozono. El
flúor desplaza otros elementos no metálicos de sus compuestos, aun aquellos muy
cercanos en cuanto a actividad química. Desplaza el cloro del cloruro de sodio y el
oxígeno en la sílica, en vidrio y en algunos materiales cerámicos. En ausencia de
fluoruro de hidrógeno, el flúor no ataca en forma significativa al cuarzo o al vidrio, ni
aun después de varias horas a temperaturas hasta de 200ºC (390ºF).

20. Neón - Ne
 Elemento químico gaseoso, símbolo Ne, con número atómico
10 y peso atómico 20.179. El neón es miembro de la familia de
los gases nobles. La única fuente comercial del neón es la
atmósfera terrestre, aunque se encuentran pequeñas
cantidades de neón en el gas natural, en los minerales y en
los meteoritos.
 Se usan cantidades considerables de neón en la
investigación física de alta energía. Las cámaras de centelleo
con que se detecta el paso de partículas nucleares se llenan
de neón. El neón líquido puede utilizarse como un refrigerante
en el intervalo de 25-40 K (-416 a -387ºF). También se utiliza en
algunos tipos de tubos electrónicos, contadores Geiger-
Müller, en lámparas probadoras de corriente eléctrica de alto
voltaje. Con baja potencia eléctrica se produce luz visible en
lámparas incandescentes de neón; tales lámparas son
económicas y se usan como luces nocturnas y de seguridad.
 El neón es incoloro, inodoro e insípido; es gas en condiciones
normales. El neón no forma ningún compuesto químico en el
sentido general de la palabra; hay solamente un átomo en
cada molécula de gas neón.

22. Sodio - Na
 lemento químico, símbolo Na, número atómico 11 y peso atómico 22.9898. Es un metal
suave, reactivo y de bajo punto de fusión, con una densidad relativa de 0.97 a 20ºC (68ºF).
Desde el punto de vista comercial, el sodio es el más importante de los metales alcalinos.
 El sodio ocupa el sexto lugar por su abundancia entre todos los elementos de la corteza
terrestre, que contiene el 2.83% de sodio en sus formas combinadas. El sodio es, después del
cloro, el segundo elemento más abundante en solución en el agua de mar. Las sales de
sodio más importantes que se encuentran en la naturaleza son el cloruro de sodio (sal de
roca), el carbonato de sodio (sosa y trona), el borato de sodio (bórax), el nitrato de sodio
(nitrato de Chile) y el sulfato de sodio. Las sales de sodio se encuentran en el agua de
mar, lagos salados, lagos alcalinos y manantiales minerales.
 El sodio reacciona con rapidez con el agua, y también con nieve y hielo, para producir
hidróxido de sodio e hidrógeno. Cuando se expone al aire, el sodio metálico recién
cortado pierde su apariencia plateada y adquiere color gris opaco por la formación de un
recubrimiento de óxido de sodio. El sodio no reacciona con nitrógeno, incluso a
temperaturas muy elevadas, pero puede reaccionar con amoniaco para formar amida de
sodio. El sodio y el hidrógeno reaccionan arriba de los 200ºC (390ºF) para formar el hidruro
de sodio. El sodio reacciona difícilmente con el carbono, si es que reacciona, pero sí lo
hace con los halógenos. También reacciona con varios halogenuros metálicos para dar el
metal y cloruro de sodio.
 El sodio no reacciona con los hidrocarburos parafínicos, pero forma compuesto de adición
con naftaleno y otros compuestos aromáticos policíclicos y con aril alquenos. La reacción
del sodio con alcoholes es semejante a la reacción del sodio con agua, pero menos
rápida. Hay dos reacciones generales con halogenuros orgánicos. Una de éstas requiere la
condensación de dos compuesto orgánicos que contengan halógenos al eliminar éstos. El
segundo tipo de reacciones incluye el reemplazo del halógeno por sodio, para obtener un
compuesto organosódico.

24. Magnesio - Mg
 Elemento químico, metálico, de símbolo Mg, colocado en el grupo IIa
del sistema periódico, de número atómico 12, peso atómico 24.312. El
magnesio es blanco plateado y muy ligero. Su densidad relativa es de
1.74 y su densidad de 1740 kg/m3 (0.063 lb/in3) o 108.6 lb/ft3). El
magnesio se conoce desde hace mucho tiempo como el metal
estructural más ligero en la industria, debido a su bajo peso y
capacidad para formar aleaciones mecánicamente resistentes.
 Los iones magnesio disueltos en el agua forman depósitos en tuberías y
calderas cuando el agua es dura, es decir, cuando contiene
demasiado magnesio o calcio. Esto se puede evitar con
los ablandadores de agua.
 Con una densidad de sólo dos tercios de la del aluminio, tiene
incontables aplicaciones en casos en donde el ahorro de peso es de
importancia. También tiene muchas propiedades químicas y
metalúrgicas deseables que lo hacen apropiado en una gran
variedad de aplicaciones no estructurales.
 Es muy abundante en la naturaleza, y se halla en cantidades
importanes en muchos minerales rocosos, como la dolomita,
magnesita, olivina y serpentina. Además se encuentra en el agua de
mar, salmueras subterráneas y lechos salinos. Es el tercer metal
estructural más abundante en la corteza terrestre, superado
solamente por el aluminio y el hierro.

26. Aluminio - Al
 Elemento químico metálico, de símbolo Al, número atómico 13, peso atómico
26.9815, que pertenece al grupo IIIA del sistema periódico. El aluminio puro es
blando y tiene poca resistencia mecánica, pero puede formar aleaciones con
otros elementos para aumentar su resistencia y adquirir varias propiedades
útiles. Las aleaciones de aluminio son ligeras, fuertes, y de fácil formación para
muchos procesos de metalistería; son fáciles de ensamblar, fundir o maquinar y
aceptan gran variedad de acabados. Por sus propiedades físicas, químicas y
metalúrgicas, el aluminio se ha convertido en el metal no ferroso de mayor uso.
 El aluminio es el elemento metálico más abundante en la Tierra y en la Luna,
pero nunca se encuentra en forma libre en la naturaleza. Se halla ampliamente
distribuido en las plantas y en casi todas las rocas, sobre todo en las ígneas, que
contienen aluminio en forma de minerales de alúmino silicato. Cuando estos
minerales se disuelven, según las condiciones químicas, es posible precipitar el
aluminio en forma de arcillas minerales, hidróxidos de aluminio o ambos. En esas
condiciones se forman las bauxitas que sirven de materia prima fundamental en
la producción de aluminio.
 El aluminio es un metal plateado con una densidad de 2.70 g/cm3 a 20ºC (1.56
oz/in3 a 68ºF). El que existe en la naturaleza consta de un solo isótopo, 2713Al. El
aluminio cristaliza en una estructura cúbica centrada en las caras, con lados de
longitud de 4.0495 angstroms. (0.40495 nanómetros). El aluminio se conoce por
su alta conductividad eléctrica y térmica, lo mismo que por su gran
reflectividad.

28. Silicio - Si
 Símbolo Si, número atómico 14 y peso atómico 28.086. El silicio es el elemento
electropositivo más abundante de la corteza terrestre. Es un metaloide con marcado lustre
metálico y sumamente quebradizo. Por lo regular, es tetravalente en sus compuestos,
aunque algunas veces es divalente, y es netamente electropositivo en su comportamiento
químico. Además, se conocen compuestos de silicio pentacoordinados y
hexacoordinados.
 El silicio elemental crudo y sus compuestos intermetálicos se emplean como integrantes de
aleaciones para dar mayor resistencia al aluminio, magnesio, cobre y otros metales. el silicio
metalúrgico con pureza del 98-99% se utiliza como materia prima en la manufactura de
compuestos organosilícicos y resinas de silicona, elastómeros y aceites. Los chips de silicio se
emplean en circuitos integrados. Las células fotovoltaicas para la conversión directa de
energía solar en eléctrica utilizan obleas cortadas de cristales simples de silicio de grado
electrónico. El dióxido de silicio se emplea como materia prima para producir silicio
elemental y carburo de silicio. Los cristales grandes de silicio se utilizan para cristales
piezoeléctricos. Las arenas de cuarzo fundido se transforman en vidrios de silicio que se
usan en los laboratorios y plantas químicas, así como en aislantes eléctricos. Se emplea una
dispersión coloidal de silicio en agua como agente de recubrimiento y como ingrediente
de ciertos esmaltes.
 El silicio natural contiene 92.2% del isótopo de masa número 28, 4.7% de silicio-29 y 3.1% de
silicio-30. Además de estos isótopos naturales estables, se conocen varios isótopos
radiactivos artificiales. El silicio elemental tiene las propiedades físicas de los metaloides,
parecidas a las del germanio, situado debajo de él en el grupo IV de la tabla periódica. En
su forma más pura, el silicio es un semiconductor intrínseco, aunque la intensidad de su
semiconducción se ve enormemente incrementada al introducir pequeñas cantidades de
impurezas. El silicio se parece a los metales en su comportamiento químico. Es casi tan
electropositivo como el estaño y mucho más positivo que el germanio o el plomo. De
acuerdo con este carácter más bien metálico, forma iones tetrapositivos y diversos
compuestos covalentes; aparece como un ion negativo sólo en unos pocos siliciuros y
como un constituyente positivo de oxiácidos o aniones complejos.

30. Fósforo - P
 Símbolo P, número atómico 15, peso atómico 30.9738. El fósforo forma la base
de gran número de compuestos, de los cuales los más importantes son los
fosfatos. En todas las formas de vida, los fosfatos desempeñan un papel
esencial en los procesos de transferencia de energía, como el metabolismo, la
fotosíntesis, la función nerviosa y la acción muscular. Los ácidos nucleicos, que
entre otras cosas forman el material hereditario (los cromosomas), son fosfatos,
así como cierto número de coenzimas. Los esqueletos de los animales están
formados por fosfato de calcio.
 Cerca de tres cuartas partes del fósforo total (en todas sus formas químicas) se
emplean en Estados Unidos como fertilizantes. Otras aplicaciones importantes
son como relleno de detergentes, nutrientes suplementarios en alimentos para
animales, ablandadores de agua, aditivos para alimentos y fármacos, agentes
de revestimiento en el tratamiento de superficies metálicas, aditivos en
metalurgia, plastificantes, insecticidas y aditivos de productos petroleros.
 De casi 200 fosfatos minerales diferentes, sólo uno, la fluoropatita, Ca5F(PO4)3, se
extrae esencialmente de grandes depósitos secundarios originados en los
huesos de animales y que se hallan en el fondo de mares prehistóricos, y de los
guanos depositados sobre rocas antiguas.
 La investigación de la química del fósforo indica que pueden existir tantos
compuestos basados en el fósforo como los de carbono. En química orgánica
se acostumbra agrupar varios compuestos químicos dentro de familias llamadas
series homólogas.

32. Azufre - S
 Elemento químico, S, de número atómico 16. Los isótopos estables conocidos y
sus porcentajes aproximados de abundancia en el azufre natural son éstos: 32S
(95.1%); 33S (0.74%); 34S (4.2%) y 36S (0.016%). La proporción del azufre en la
corteza terrestre es de 0.03-0.1%. Con frecuencia se encuentra como elemento
libre cerca de las regiones volvánicas (depósitos impuros).
 Propiedades: Los alótropos del azufre (diferentes formas cristalinas) han sido
estudiados ampliamente, pero hasta ahora las diversas modificaciones en las
cuales existen para cada estado (gas, líquido y sólido) del azufre elemental no
se han dilucidado por completo.
 El azufre rómbico, llamado también azufre y azufre alfa, es la modificación
estable del elemento por debajo de los 95.5ºC (204ºF, el punto de transición), y
la mayor parte de las otras formas se revierten a esta modificación si se las deja
permanecer por debajo de esta temperatura. El azufre rómbico es de color
amarillo limón, insoluble en agua, ligeramente soluble en alcohol etílico, éter
dietílico y benceno, y es muy soluble en disulfuro de carbono. Su densidad es
2.07 g/cm3 (1.19 oz/in3) y su dureza es de 2.5 en la escala de Mohs. Su fórmula
molecular es S8.
 El azufre monoclínico, llamado también azufre prismático y azufre beta, es la
modificación estable del elemento por encima de la temperatura de transición
y por debajo del punto de fusión.
 El azufre fundido se cristaliza en prismas en forma de agujas que son casi
incoloras. Tiene una densidad de 1.96 g/cm3 (1.13 oz/in3) y un punto de fusión
de 119.0ºC (246.7ºF). Su fórmula molecular también es S8.

34. Cloro - Cl
 lemento químico, símbolo Cl, de número atómico 17 y peso atómico 35.453. El
cloro existe como un gas amarillo-verdoso a temperaturas y presiones
ordinarias. Es el segundo en reactividad entre los halógenos, sólo después del
flúor, y de aquí que se encuentre libre en la naturaleza sólo a las temperaturas
elevadas de los gases volcánicos. Se estima que 0.045% de la corteza terrestre
es cloro. Se combina con metales, no metales y materiales orgánicos para
formar cientos de compuestos.
 Propiedades: El cloro presente en la naturaleza se forma de los isótopos estables
de masa 35 y 37; se han preparado artificialmente isótopos radiactivos. El gas
diatómico tiene un peso molecular de 70.906. El punto de ebullición del cloro
líquido (de color amarillo-oro) es –34.05ºC a 760 mm de Hg (101.325
kilopascales) y el punto de fusión del cloro sólido es –100.98ºC. La temperatura
crítica es de 144ºC; la presión crítica es 76.1 atm (7.71 megapascales); el
volumen crítico es de 1.745 ml/g, y la densidad en el punto crítico es de 0.573
g/ml. Las propiedades termodinámicas incluyen el calor de sublimación, que es
de 7370 (+-) 10 cal/mol a OK; el calor de vaporización , de 4878 (+-) 4 cal/mol; a
–34.05ºC; el calor de fusión, de 1531 cal/mol; la capacidad calorífica, de 7.99
cal/mol a 1 atm (101.325 kilopascales) y 0ºC, y 8.2 a 100ºC.
 El cloro es uno de los cuatro elementos químicos estrechamente relacionados
que han sido llamados halógenos. El flúor es el más activo químicamente; el
yodo y el bromo son menos activos. El cloro reemplaza al yodo y al bromo de
sus sales. Interviene en reacciones de sustitución o de adición tanto con
materiales orgánicos como inorgánicos. El cloro seco es algo inerte, pero
húmedo se combina directamente con la mayor parte de los elementos.

36. Argón - Ar
 Elemento químico con símbolo Ar, número atómico 15 y peso atómico 39.948. El argón es el
tercer miembro del grupo 0 en la tabla periódica. Los elementos gaseosos de este grupo se
llaman gases nobles, inertes o raros, aunque en realidad el argón no es raro. La atmósfera
de la Tierra es la única fuente de argón; sin embargo, se encuentran trazas de este gas en
minerales y meteoritos. El argón constituye el 0.934% del volumen de la atmósfera de la
Tierra. De él, el 99.6% es el isótopo de argón-40; el restante es argón-36 y argón-38. Existe
evidencia de que todo el argón-40 del aire se produjo por la descomposición radiactiva
del radioisótopo potasio-40.
 El argón es incoloro, inodoro e insípido. En condiciones normales es un gas pero puede
licuarse y solidificarse con facilidad. El argón no forma compuestos químicos en el sentido
normal de la palabra, aunque forma algunos compuestos clatratos débilmente enlazados
con agua, hidroquinona y fenol. Las moléculas de argón gaseoso son monoatómicas.
 El uso en gran escala más antiguo del argón es en lámparas eléctricas o bombillas. El corte
y soldadura de metales consume la mayor parte del argón. Los procesos metalúrgicos
constituyen la aplicación de más rápido crecimiento. El argón y las mezclas de argón-
kriptón se utilizan, con un poco de vapor de mercurio, para llenar lámparas fluorescentes. El
argón mezclado con algo de neón se utiliza para llenar tubos fluorescentes de descarga
eléctrica empleados en letreros de propaganda (parecidos a los anuncios de neón); esto
se hace cuando se desea un color azul o verde en lugar del color rojo del neón. El argón se
utiliza también para llenar tiratrones de contadores de radiación Geiger-Müller, en cámaras
de ionización con las que se mide la radiación cósmica y tubos electrónicos de varias
clases. La atmósfera de argón se utiliza en la manipulación de reactivos químicos en el
laboratorio y en el sellado de empaques de estos materiales.

38. Potasio - K
 Elemento químico, símbolo K, número atómico 19 y peso atómico 39.098.
Ocupa un lugar intermedio dentro de la familia de los metales alcalinos
después del sodio y antes del rubidio. Este metal reactivo es ligero y blando. Se
parece mucho al sodio en su comportamiento en forma metálica.
 El cloruro de potasio se utiliza principalmente en mezclas fertilizantes. Sirve
también como material de partida para la manufactura de otros compuestos
de potasio (potacio). El hidróxido de potasio se emplea en la manufactura de
jabones líquidos y el carbonato de potasio para jabones blandos. El
carbonato de potasio es también un material de partida importante en la
industria del vidrio. El nitrato de potasio se utiliza en fósforos, fuegos
pirotécnicos y en artículos afines que requieren un agente oxidante.
 El potasio es un elemento muy abundante y es el séptimo entre todos los
elementos de la corteza terrestre; el 2.59% de ella corresponde a potasio en
forma combinada. El agua de mar contiene 380 ppm, lo cual significa que el
potasio es el sexto más abundante en solución.
 Es más reactivo aún que el sodio y reacciona vigorosamente con el oxígeno
del aire para formar el monóxido, K2O, y el peróxido, K2O2. En presencia de un
exceso de oxígeno, produce fácilmente el superóxido, KO2.
 El potasio no reacciona con el nitrógeno para formar nitruro, ni siquiera a
temperaturas elevadas. Con hidrógeno reacciona lentamente a 200ºC (390ºF)
y con rapidez a 350-400ºC (660-752ºF). Produce el hidruro menos estable de
todos los metales alcalinos.

40. Calcio - Ca
 Elemento químico, Ca, de número atómico 20; es el quinto elemento y el tercer
metal más abundante en la corteza terrestre. Los compuestos de calcio
constituyen 3.64% de la corteza terrestre. El metal es trimorfo, más duro que el
sodio, pero más blando que el aluminio. Al igual que el berilio y el
aluminio, pero a diferencia de los metales alcalinos, no causa quemaduras
sobre la piel. Es menos reactivo químicamente que los metales alcalinos y que
los otros metales alcalinotérreos. La distribución del calcio es muy amplia; se
encuentra en casi todas las áreas terrestres del mundo. Este elemento es
esencial para la vida de las plantas y animales, ya que está presente en el
esqueleto de los animales, en los dientes, en la cáscara de los huevos, en el
coral y en muchos suelos. El cloruro de calcio se halla en el agua del mar en un
0.15%.
 Los iones calcio disueltos en el agua forman depósitos en tuberías y calderas
cuando el agua es dura, es decir, cuando contiene demasiado calcio o
magnesio. Esto se puede evitar con los ablandadores de agua.
 El calcio metálico se prepara en la industria por electrólisis del cloruro de calcio
fundido. Éste se obtiene por tratamiento de los minerales de carbonato con
ácido clorhídrico o como un desperdicio del proceso Solvay de los carbonatos.
El metal puro puede ser maquinado en torno, hilado, serrado, extruido; se le
puede convertir en alambre, prensar y amartillar en placas.
 El calcio forma una película fina de óxido y nitruro en el aire, la cual lo protege
de un ataque posterior. Se quema en el aire a temperatura elevada para
producir principalmente nitruro.
 El metal producido en forma comercial reacciona fácilmente con el agua y los
ácidos y produce hidrógeno que contiene cantidades notables de amoniaco
e hidrocarburos como impurezas.

42. Escandio - Sc
 Elemento químico, símbolo Sc, número atómico 21 y peso atómico
44.956. Es el primer elemento de transición del primer periodo largo. Los
isótopos del escandio son 40Sc y 51 Sc y uno correspondiente a cada
valor intermedio. Excepto 45Sc, presente en la naturaleza, los isótopos se
obtienen durante reacciones nucleares.
 El óxido y otros compuestos del escandio se emplean como
catalizadores en la conversión de ácido acético en acetona, en la
manufactura de propanol y en la conversión de ácidos dicarboxílicos
en cetonas y compuestos cíclicos. El tratamiento con solución de sulfato
de escandio es un medio económico para mejorar la germinación de
semillas de muchas especies vegetales.
 El escandio-47 tiene una vida media adecuada para su empleo como
trazador y se puede preparar sin transportador. La presencia de un 2.5-
25% de átomos de escandio en el ánodo incrementa el voltaje, la
estabilidad de éste y la vida de las baterías alcalinas de níquel.
 El m¡neral principal del escandio es la thortveitita, que se encuentra en
formaciones graníticas (pegmatita) y en algunos minerales de estaño,
tungsteno y de las tierras raras. Está ampliamente distribuido en muchas
partes del mundo.

44. Titanio - Ti
 Elemento químico, Ti, de número atómico 22 y peso atómico 47.90.
Mientras que su comportamiento químico muestra muchas
semejanzas con el del silicio y el zirconio, como un elemento del primer
grupo de transición, la química de la solución acuosa, especialmente
de los estados de oxidación más bajos, tiene algunas semejanzas con
la del cromo y el vanadio.
 El principal estado de valencia es 4+, aunque también se conocen los
estados 3+ y 2+, que son menos estables. El elemento arde al aire
cuando se calienta para obtener el dióxido, TiO2, y cuando se
combina con halógenos. Reduce el vapor de agua para formar el
dióxido e hidrógeno, y reacciona de manera parecida con ácidos
concentrados calientes, aunque forma el tricloruro con ácido
clorhídrico. El metal absorbe hidrógeno para dar composiciones
aproximadamente de TiH2, y forma el nitruro, TiN, y el carburo, TiC. Se
conocen el sulfuro TiS2, así como los óxidos más bajos, Ti2O3 y TiO, y los
sulfuros Ti2S3 y TiS. Se conocen sales de los tres estados de valencia.
 El dióxido de titanio, TiO2, se encuentra comúnmente en una forma
negra o de color castaño conocida como rutilo. Las formas naturales
que se encuentran menos en la naturaleza son la anatasita y la
brooquita. Tanto el rutilo como la anatasita puros son de color blanco.
El óxido básico negro, FeTiO3, se encuentra en forma natural como el
mineral llamado ilmenita; éste es la principal fuente comercial del
titanio.

46. Vanadio - V
 Elemento químico de símbolo V, número atómico 23, peso atómico
50.942. Es un metal que se utilizó inicialmente en aleaciones con hierro
y acero. Varios de los compuestos de vanadio se emplean en la
industria química, sobre todo en la fabricación de catalizadores de
oxidación, y en la industria cerámica como agentes colorantes.
 El vanadio se parece a algunos otros elementos de transición en que
forma muchos compuestos que con frecuencia son complejos por su
valencia variable. Tiene al menos tres estados de oxidación, 2+, 3+ y
5+. Es anfótero, principalmente básico en los estados de oxidación
bajos y ácido en los altos. Forma derivados de radicales más o menos
bien definidos, tales como VO2+ y VO3+.
 En su forma pura es blando y dúctil. Puede trabajarse en caliente y frío
fácilmente, pero debe calentarse en una atmósfera inerte o al vacío a
causa de que se oxida rápido a temperaturas por encima del punto
de fusión de su óxido. El metal retiene muy bien su fuerza a
temperaturas elevadas. La resistencia del vanadio a los ácidos
clorhídrico y sulfúrico es notable y resiste el ataque del agua salada
aereada mejor que la mayor parte de los aceros inoxidables. Sin
embargo, el vanadio no resiste al ácido nítrico.

48. Cromo - Cr
 Elemento químico, símbolo Cr, número atómico 24, peso atómico 51.996;
metal que es de color blanco plateado, duro y quebradizo. Sin embargo, es
relativamente suave y dúctil cuando no está tensionado o cuando está muy
puro. Sus principales usos son la producción de aleaciones anticorrosivas de
gran dureza y resistentes al calor y como recubrimiento para galvanizados. El
cromo elemental no se encuentra en la naturaleza. Su mineral más
importante por abundancia es la cromita. Es de interés geoquímico el hecho
de que se encuentre 0.47% de Cr2O3 en el basalto de la Luna, proporción que
es de 3-20 veces mayor que el mismo espécimen terrestre.
 Existen cuatro isótopos naturales del cromo, 50Cr, 52Cr, 53Cr, 54Cr, Se han
producido diversos isótopos inestables mediante reacciones radioquímicas. El
más importante es el 51Cr, el cual emite rayos gamma débiles y tiene un
tiempo de vida media aproximadamente de 27 días. El cromo galvanizado y
pulido es de color blanco azuloso brillante. Su poder reflejante es 77% del de
la plata.
 Sus propiedades mecánicas, incluyendo su dureza y la resistencia a la tensión,
determinan la capacidad de utilización. El cromo tiene una capacidad
relativa baja de forjado, enrollamiento y propiedades de manejo. Sin
embargo, cuando se encuentra absolutamente libre
de oxígeno, hidrógeno, carbono y nitrógeno es muy dúctil y puede ser
forjado y manejado. Es difícil de almacenarlo libre de estos elementos.

50. Manganeso - Mn
 Elemento químico, símbolo Mn, de número atómico 25 y peso atómico
54.938. Es uno de los metales de transición del primer periodo largo de la
tabla periódica; se encuentra entre el cromo y el hierro. Tiene propiedades en
común con ambos metales. Aunque poco conocido o usado en su forma
pura, reviste gran importancia práctica en la fabricación de acero.
 El manganeso se oxida con facilidad en el aire para formar una capa
castaña de óxido. También lo hace a temperaturas elevadas. A este
respecto su comportamiento es más parecido a su vecino de mayor número
atómico en la tabla periódica ( el hierro), que al de menor número atómico,
el cromo.
 El manganeso es un metal bastante reactivo. Aunque el metal sólido
reacciona lentamente, el polvo metálico reacciona con facilidad y en
algunos casos, muy vigorosamente. Cuando se calienta en presencia de aire
u oxígeno, el manganeso en polvo forma un óxido rojo, Mn3O4. Con agua a
temperatura ambiente se forman hidrógeno e hidróxido de manganeso(II),
Mn(OH)2. En el caso de ácidos, y a causa de que el manganeso es un metal
reactivo, se libera hidrógeno y se forma una sal de manganeso(II). El
manganeso reacciona a temperaturas elevadas con los halógenos, azufre,
nitrógeno, carbono, silicio, fósforo y boro.
 En sus muchos compuestos, presenta estados de oxidación de 1+ hasta de
7+. Los estados de oxidación más comunes son 2+, 4+ y 7+. Todos los
compuestos, excepto los que contienen MnII, son intensamente coloridos. Por
ejemplo, el permanganato de potasio, KmnO4, produce soluciones acuosas
que son de color rojo púrpura; el manganato de potasio, K2MnO4, produce
soluciones de color verde intenso.

52. Hierro - Fe
 Elemento químico, símbolo Fe, número atómico 26 y peso atómico 55.847. El
hierro es el cuarto elemento más abundante en la corteza terrestre (5%). Es un
metal maleable, tenaz, de color gres plateado y magnético. Los cuatro
isótopos estables, que se encuentran en la naturaleza, tienen las masas 54, 56,
57 y 58. Los dos minerales principales son la hematita, Fe2O3, y la limonita,
Fe2O3.3H2O. Las piritas, FeS2, y la cromita, Fe(CrO2)2, se explotan como
minerales de azufre y de cromo, respectivamente. El hierro se encuentra en
muchos otros minerales y está presente en las aguas freáticas y en la
hemoglobina roja de la sangre.
 La presencia del hierro en el agua provoca precipitación y coloración no
deseada. Existen técnicas de separación del hierro del agua.
 El uso más extenso del hierro (fierro) es para la obtención de aceros
estructurales; también se producen grandes cantidades de hierro fundido y de
hierro forjado. Entre otros usos del hierro y de sus compuestos se tienen la
fabricación de imanes, tintes (tintas, papel para heliográficas, pigmentos
pulidores) y abrasivos (colcótar).
 Exiten varias forma alotrópicas del hierro. La ferrita es estable hasta 760ºC
(1400ºF). El cambio del hierro B comprende principalmente una pérdida de
permeabilidad magnética porque la estructura de la red (cúbica centrada en
el cuerpo) permanece inalterada. La forma alotrópica tiene sus átomos en
arreglos cúbicos con empaquetamiento cerrado y es estable desde 910 hasta
1400ºC (1670 hasta 2600ºF).

54. Cobalto - Co
 Elemento químico metálico, Co, con número atómico de 27 y un peso
atómico de 58.93. El cobalto se parece al hierro y al níquel, tanto en estado
libre como combinado. Se encuentra distribuido con amplitud en la
naturaleza y forma, aproximadamente, el 0.001% del total de las rocas ígneas
de la corteza terrestre, en comparación con el 0.02% del níquel. Se halla en
meteoritos, estrellas, en el mar, en aguas dulces, suelos, plantas, animales y en
los nódulos de manganeso encontrados en el fondo del océano. Se observan
trazas de cobalto en muchos minerales de hierro, níquel, cobre, plata,
manganeso y zinc; pero los minerales de cobalto importantes en el comercio
son los arseniuros, óxidos y sulfuros. El cobalto y sus aleaciones son resistentes al
desgaste y a la corrosión, aun a temperaturas elevadas. Entre sus aplicaciones
comerciales más importantes están; la preparación de aleaciones para uso a
temperaturas elevadas, aleaciones magnéticas, aleaciones para máquinas y
herramientas, sellos vidrio a metal y la aleación dental y quirúrgica llamada
vitallium. Las plantas y los animales necesitan cantidades pequeñas de
cobalto. Su isótopo radiactivo producido artificialmente, cobalto-60, se utiliza
mucho en la industria, la investigación y la medicina.
 El cobalto es ferromagnético y se parece al hierro y al níquel, en su dureza,
resistencia a la tensión, capacidad de uso en maquinaria, propiedades
térmicas y comportamiento electroquímico. Al metal no lo afectan el agua ni
el aire en condiciones normales, y lo atacan con rapidez el ácido sulfúrico, el
ácido clorhídrico y el ácido nítrico; pero el ácido fluorhídrico, el hirdróxido de
amonio y el hidróxido de sodio lo atacan lentamente. El cobalto presenta
valencias variables y forma iones complejos y compuestos colerados, como
hacen todos los compuestos de transición. La tabla siguiente resume sus
propiedades.

56. Níquel - Ni
 Símbolo Ni, número atómico 28, metal duro, blanco plateado, dúctil y
maleable. La masa atómica del níquel presente en la naturaleza es 58.71.
 El níquel tiene cinco isótopos naturales con masas atómicas de 58, 60, 61, 62,
64. También se han identificado siete isótopos radiactivos, con números de
masa de 56, 57, 59, 63, 65, 66 y 67.
 La mayor parte del níquel comercial se emplea en el acero inoxidable y otras
aleaciones resistentes a la corrosión. También es importante en monedas
como sustituto de la plata. El níquel finamente dividido se emplea como
catalizador de hidrogenación.
 El níquel es un elemento bastante abundante, constituye cerca de 0.008% de
la corteza terrestre y 0.01% de las rocas ígneas. En algunos tipos de meteoritos
hay cantidades apreciables de níquel, y se piensa que existen grandes
cantidades en el núcleo terrestre. Dos minerales importantes son los sulfuros de
hierro y níquel, pentlandita y pirrotita (Ni, Fe)xSy; el mineral garnierita, (Ni,
Mg)SiO3.nH2O, también es importante en el comercio. El níquel se presenta en
pequeñas cantidades en plantas y animales. Está presente en pequeñas
cantidades en el agua de mar, el petróleo y en la mayor parte del carbón.
 El níquel metálico es fuerte y duro (3.8 en la escala de Mohs), Cuando está
finamente dividido, es de color negro. La densidad del níquel es 8.90 veces la
del agua a 20ºC (68ºF); se funde a 1455ºC (2651ºF) y hierve a 2840ºC (5144ºF);
es sólo moderadamente reactivo. Resiste la corrosión alcalina y no se inflama
en trozos grandes, pero los alambres muy finos pueden incendiarse. Está por
encima del hidrógeno en la serie electroquímica; se disuelve con lentitud en
ácidos diluidos liberando hidrógeno. En forma metálica es un agente reductor
fuerte.

58. Cobre - Cu
 Elemento químico, de símbolo Cu, con número atómico 29; uno de los metales
de transición e importante metal no ferroso. Su utilidad se debe a la
combinación de sus propiedades químicas, físicas y mecánicas, así como a sus
propiedades eléctricas y su abundancia. El cobre fue uno de los primeros
metales usados por los humanos.
 La mayor parte del cobre del mundo se obtiene de los sulfuros minerales como
la calcocita, covelita, calcopirita, bornita y enargita. Los minerales oxidados
son la cuprita, tenorita, malaquita, azurita, crisocola y brocantita. El cobre
natural, antes abundante en Estados Unidos, se extrae ahora sólo en Michigan.
El grado del mineral empleado en la producción de cobre ha ido
disminuyendo regularmente, conforme se han agotado los minerales más ricos
y ha crecido la demanda de cobre. Hay grandes cantidades de cobre en la
Tierra para uso futuro si se utilizan los minerales de los grados más bajos, y no
hay probabilidad de que se agoten durante un largo periodo.
 El cobre es el primer elemento del subgrupo Ib de la tabla periódica y también
incluye los otros metales de acuñación, plata y oro. Su átomo tiene la
estructura electrónica 1s22s22p63s23p63d104s1. El bajo potencial de ionización del
electrón 4s1 da por resultado una remoción fácil del mismo para obtener
cobre(I), o ion cuproso, Cu+, y el cobre(II), o ion cúprico, Cu2+, se forma sin
dificultad por remoción de un electrón de la capa 3d. El peso atómico del
cobre es 63.546. tiene dos isótopos naturales estables 63Cu y 65Cu. También se
conocen nueve isótopos inestables (radiactivos). El cobre se caracteriza por su
baja actividad química. Se combina químicamente en alguno de sus posibles
estados de valencia. La valencia más común es la de 2+ (cúprico), pero 1+
(cuproso) es también frecuente; la valencia 3+ ocurre sólo en unos cuantos
compuestos inestables.

60. Zinc - Zn
 Elemento químico de símbolo Zn, número atómico 30 y peso atómico 65.37. Es un metal
maleable, dúctil y de color gris. Se conocen 15 isótopos, cinco de los cuales son estables y
tienen masas atómicas de 64, 66, 67, 68 y 70. Cerca de la mitad del zinc común se
encuentra como isótopo de masa atómica 64.
 Los usos más importantes del zinc los constituyen las aleaciones y el recubrimiento protector
de otros metales. El hierro o el acero recubiertos con zinc se denominan galvanizados, y
esto puede hacerse por inmersión del artículo en zinc fundido (proceso de hot-
dip), depositando zinc electrolíticamente sobre el artículo como un baño chapeado
(electrogalvanizado), exponiendo el artículo a zinc en polvo cerca de su punto de fusión
(sherardizing) o rociándolo con zinc fundido (metalizado).
 El zinc es uno de los elementos menos comunes; se estima que forma parte de la corteza
terrestre en un 0.0005-0.02%. Ocupa el lugar 25 en orden de abundancia entre los
elementos. Su principal mineral es la blenda, marmatita o esfalerita de zinc, ZnS. Es un
elemento esencial para el desarrollo de muchas clases de organismos vegetales y
animales. La deficiencia de zinc en la dieta humana deteriora el crecimiento y la madurez
y produce también anemia. La insulina es una proteína que contiene zinc. El zinc está
presente en la mayor parte de los alimentos, especialmente en los que son ricos en
proteínas. En promedio, el cuerpo humano contiene cerca de dos gramos de zinc.
 El zinc puro y recientemente pulido es de color blanco azuloso, lustroso y moderadamente
duro (2.5 en la escala de Mohs). El aire húmedo provoca su empañamiento
superficial, haciendo que tenga color gris. El zinc puro es dúctil y maleable pudiéndose
enrollar y tensar, pero cantidades pequeñas de otros metales como contaminantes
pueden volverlo quebradizo. Se funde a 420ºC (788ºF) y hierve a 907ºC (1665ºF). Su
densidad es 7.13 veces mayor que la del agua, ya que un pie cúbico (0.028m3) pesa 445 Ib
(200 Kg).

62. Galio - Ga
 Elemento químico, símbolo Ga, número atómico 31 y peso atómico 69.72. lo
descubrió Lecoq de Boisbaudran en Francia en 1875. Tiene un gran intervalo
de temperatura en el estado líquido, y se ha recomendado su uso en
termómetros de alta temperatura y manómetros. En aleación con plata y
estañó, el galio suple en forma adecuada la amalgama en curaciones
dentales; también sirve para soldar materiales no metálicos, incluyendo
gemas o amtales. El arseniuro de galio puede utilizarse en sistemas para
transformar movimiento mecánico en impulsos eléctricos. Los artículos
sintéticos superconductores pueden prepararse por la fabricación de matrices
porosas de vanadio o tántalo impregnados con hidruro de galio. El galio ha
dado excelentes resultados como semiconductor para uso en rectificadores,
transistores, fotoconductores, fuentes de luz, diodos láser o máser y aparatos
de refrigeración.
 El galio sólido parece gris azulado cuando se expone a la atmósfera. El galio
líquido es blanco plateado, con una superficie reflejante brillante. Su punto de
congelación es más bajo que el de cualquier metal con excepción del
mercurio (-39ºC o -38ºF) y el cesio (28.5ºC u 83.3ºF).
 El galio es semejante químicamente al aluminio. Es anfótero, pero poco más
ácido que el aluminio. La valencia normal del galio es 3+ y forma hidróxidos,
óxidos y sales. El galio funde al contacto con el aire cuando se calienta a
500ºC (930ºF). Reacciona vigorosamente con agua hirviendo, pero
ligeramente con agua a temperatura ambiente. Las sales de galio son
incoloras; se preparan de manera directa a partir del metal, dado que la
purificación de éste es más simple que la de sus sales.

64. Germanio - Ge
 Elemento químico, metálico, gris plata, quebradizo, símbolo Ge, número atómico 32, peso
atómico 72.59, punto de fusión 937.4ºC (1719ºF) y punto de ebullición 2830ºC (5130ºF), con
propiedades entre el silicio y estaño. El germanio se encuentra muy distribuido en la corteza
terrestre con una abundancia de 6.7 partes por millon (ppm). El germanio se halla como sulfuro o
está asociado a los sulfuros minerales de otros elementos, en particular con los del cobre, zinc,
plomo, estaño y antimonio.
 El germanio tiene una apariencia metálica, pero exhibe las propiedades físicas y químicas de un
metal sólo en condiciones especiales, dado que está localizado en la tabla periódica en donde
ocurre la transición de metales a no metales. A temperatura ambiente hay poca indicación de
flujo plástico y, en consecuencia, se comporta como un material quebradizo.
 El germanio es divalente o tetravalente. Los compuestos divalentes (óxido, sulfuro y los
halogenuros) se oxidan o reducen con facilidad. Los compuestos tetravalentes son más estables.
Los compuestos organogermánicos son numerosos y, en este aspecto, el germanio se parece al
silicio. El interés en los compuestos organogermánicos se centra en su acción biológica. El
germanio y sus derivados parecen tener una toxicidad menor en los mamíferos que los
compuestos de estaño o plomo.
 Las propiedades del germanio son tales que este elemento tiene varias aplicaciones importantes,
especialmente en la industria de los semiconductores. El primer dispositivo de estado sólido, el
transistor, fue hecho de germanio. Los cristales especiales de germanio se usan como sustrato
para el crecimiento en fase vapor de películas finas de GaAs y GaAsP en algunos diodos emisores
de luz. Se emplean lentes y filtros de germanio en aparatos que operan en la región infrarroja del
espectro. Mercurio y cobre impregnados de germanio son utilizados en detectores infrarrojos; los
granates sintéticos con propiedades magnéticas pueden tener aplicaciones en los dispositivos de
microondas para alto poder y memoria de burbuja magnética; los aditivos de germanio
incrementa los amper-horas disponibles en acumuladores.

66. Arsénico - As
 Elemento químico, cuyo símbolo es As y su número atómico, 33. El arsénico se encuentra
distribuido ampliamente en la naturaleza (cerca de 5 x 10-4% de la corteza terrestre). Es uno de
los 22 elementos conocidos que se componen de un solo nucleido estable, 7533As; el peso
atómico es de 74.922. Se conocen otros 17 nucleidos radiactivos de As.
 Existen tres alótropos o modificaciones polimórficas del arsénico. La forma a cúbica de color
amarillo se obtiene por condensación del vapor a muy bajas temperaturas. La b polimórfica
negra, que es isoestructural con el fósforo negro. Ambas revierten a la forma más estable, la l
, gris o metálica, del arsénico romboédrico, al calentarlas o por exposición a la luz. La forma
metálica es un conductor térmico y eléctrico moderado, quebradizo, fácil de romper y de baja
ductibilidad.
 Al arsénico se le encuentra natural como mineral de cobalto, aunque por lo general está en la
superficie de las rocas combinado con azufre o metales como Mn, Fe, Co, Ni, Ag o Sn. El
principal mineral del arsénico es el FeAsS (arsenopirita, pilo); otros arseniuros metálicos son los
minerales FeAs2 (löllingita), NiAs (nicolita), CoAsS (cobalto brillante), NiAsS (gersdorfita) y
CoAs2 (esmaltita). Los arseniatos y tioarseniatos naturales son comunes y la mayor parte de los
minerales de sulfuro contienen arsénico. La As4S4 (realgarita) y As4S6 (oropimente) son los
minerales más importantes que contienen azufre. El óxido, arsenolita, As4O6, se encuentra como
producto de la alteración debida a los agentes atmosféricos de otros minerales de arsénico, y
también se recupera de los polvos colectados de los conductos durante la extracción de
Ni, Cu y Sn; igualmente se obtiene al calcinar los arseniuros de Fe, Co o Ni con aire u óxigeno. El
elemento puede obtenerse por calcinación de FeAsS o FeAs2 en ausencia de aire o por
reducción de As4O6 con carbonato, cuando se sublima As4.

68. Selenio - Se
 Elemento químico, símbolo Se, número atómico 34 y peso atómico 78.96. Sus propiedades son
semejantes a las del telurio.
 La abundancia de este elemento, ampliamente distribuido en la corteza terrestre, se estima
aproximadamente en 7 x 10-5% por peso, encontrándose en forma de seleniuros de elementos
pesados y, en menor cantidad, como elemento libre en asociación con azufre elemental. Sus
minerales no se encuentran en suficiente cantidad para tener utilidad, como fuente comercial
del elemento, y por ello los minerales de sulfuro de cobre seleníferos son los que representan la
fuente primaria.
 Los empleos más importantes del selenio son el proceso de fotocopiado xerográfico, la
decoloración de vidrios teñidos por compuestos de hierro, y también se usa como pigmento en
plásticos, pinturas, barnices, vidrio y cerámica y tintas. Su utilización en rectificadores ha
disminuido por el mayor empleo del silicio y el germanio en esta aplicación. El selenio se
emplea también en exposímetros fotográficos y como aditivo metalúrgico que mejora la
capacidad de ciertos aceros para ser maquinados.
 El selenio arde en el aire con una flama azul para dar dióxido de selenio, SeO2. El elemento
también reacciona directamente con diversos metales y no metales, entre ellos el hidrógeno y
los halógenos. Los ácidos no oxidantes, no reaccionan con el selenio; pero el ácido nítrico, el
ácido sulfúrico concentrado y los hidróxidos alcalinos fuertes lo disuelven.
 El único compuesto importante del selenio con hidrógeno es el seleniuro de hidrógeno, H 2Se,
gas venenoso incoloro e inflamable con un olor desagradable, gran toxicidad y estabilidad
térmica menor que la del sulfuro de hidrógeno. Disuelto en agua, el seleniuro de hidrógeno
puede precipitar muchos iones de metales pesados como seleniuros muy poco solubles. Los
compuestos orgánicos con enlaces C-Se son muchos e incluyen desde simples selenoles, RSeH;
ácido selenénico, RseOH; haluros organil selénicos, RSeX; seleniuros diorganílicos y diseleniuros,
R2Se y R2Se2, hasta moléculas que exhiben actividad biológica, como los selenoaminoácidos y
los selenopéptidos.

70. Bromo - Br
 Elemento químico, Br, número atómico 35 y peso atómico 79.909, por lo común existe como Br2;
líquido de olor intenso e irritante, rojo oscuro y de bajo punto de ebullición, pero de alta densidad.
Es el único elemento no metálico líquido a temperatura y presión normales. Es muy reactivo
químicamente; elemento del grupo de los halógenos, sus propiedades son intermedias entre las
del cloro y las del yodo.
 Los estados de valencia más estables de las sales de bromo son 1- y 5+, aunque también se
conocen 1+, 3+ y 7+. Dentro de amplios límites de temperatura y presión, las moléculas en el
líquido y el vapor son diatómicas Br2, con un peso molecular de 159.818. Hay dos isótopos estables
(79Br y 81Br) que existen en la naturaleza en proporciones casi idénticas, de modo que el peso
atómico es de 79.909. Se conocen también varios radioisótopos. La solubilidad del bromo en
agua a 20ºC (68ºF) es de 3.38 a/100 g (3.38 oz/100 oz) de solución, pero ésta se incrementa
fuertemente en presencia de sus sales y de ácido bromhídrico. La capacidad de este elemento
inorgánico para disolverse en disolventes orgánicos es de importancia considerable en sus
reacciones. A pesar de que la corteza terrestre contiene de 1015 a 1016 toneladas de bromo, el
elemento está distribuido en forma amplia y se encuentra en concentraciones bajas en forma de
sales. La mayor parte del bromo recuperable se halla en la hidrosfera. El agua de mar contiene
en promedio 65 partes por millón (ppm) de bromo. Las otras fuentes principales en Estados Unidos
son salmueras subterráneas y lagos salados, con producción comercial en Michigan, Arkansas y
California.
 Muchos bromuros inorgánicos tienen uso industrial, pero los orgánicos tienen una aplicación más
amplia. Gracias a la facilidad de reacción con compuestos orgánicos, y a la fácil eliminación o
desplazamiento posterior, los bromuros orgánicos se han estudiado y utilizado como
intermediarios químicos. Además, las reacciones del bromo son tan limpias que pueden
emplearse en el estudio de mecanismos de reacción sin la complicación de reacciones laterales.
La capacidad del bromo para unirse a posiciones poco usuales de las moléculas orgánicas tiene
un valor adicional como herramienta de investigación.


72. Kriptón - Kr
 Elemento químico gaseoso, símbolo Kr, número atómico 36 y
peso atómico 83.80. El kriptón es uno de los gases nobles. Es
un gas incoloro, inodoro e insípido. Su principal aplicación es
el llenado de lámparas eléctricas y aparatos electrónicos de
varios tipos. Se utilizan ampliamente mezclas de kriptón-
argón para llenar lámparas fluorescentes.
 La única fuente comercial de kriptón estable es el aire,
aunque se encuentran trazas en minerales y meteoritos. Una
mezcla de isótopos estables y radiactivos de kriptón se
produce en reactores nucleares a partir de uranio por fisión
de neutrones, lenta. Se estima que aproximadamente 2 x 10-
8% del peso de la Tierra es kriptón. El kriptón se encuentra
también fuera de nuestro planeta.


74. Rubidio - Rb
 Elemento químico de símbolo Rb, número atómico 37 y peso atómico 85.47. El rubidio es un
metal alcalino, reactivo, ligero y de bajo punto de fusión.
 La mayor parte de los usos de rubidio metálico y de sus compuestos son los mismos que los del
cesio y sus compuestos. El metal se utiliza en la manufactura de tubos de electrones, y las sales
en la producción de vidrio y cerámica.
 El rubidio es un elemento bastante abundante en la corteza terrestre y está presente hasta en
310 partes por millón (ppm). Por su abundancia ocupa un lugar justamente por debajo del
carbono y el cloro y por encima del flúor y del estroncio. El agua de mar contiene 0.2 ppm de
rubidio, concentración que (aunque baja) es el doble de la concentración de litio. El rubidio es
semejante al cesio y al litio en que está integrado en minerales complejos; no se encuentra en
la naturaleza como sales simples de halogenuros, como ocurre con el sodio y el potasio.
 Tiene una densidad de 1.53 g/cm3 (95.5 lb/ft3), un punto de fusión de 38.9ºC (102ºF) y un punto
de ebullición de 688ºC (1270ºF).
 Es tan reactivo con oxígeno que puede arder espontáneamente con este elemento puro. El
metal pierde el brillo muy rápidamente al aire, forma un recubrimiento de óxido y puede arder.
Los óxidos que se producen son una mezcla de Rb2O, Rb2O2 y RbO2. El metal fundido se inflama
espontáneamente al aire.
 El rubidio reacciona violentamente con agua o hielo a temperaturas por debajo de –100ºC (-
148ºF). Reacciona con hidrógeno para formar un hidruro, uno de los hidruros alcalinos menos
estables.
 No reacciona con nitrógeno. Con bromo o cloro, el rubidio reacciona vigorosamente con
formación de flama. Se pueden preparar compuestos organorrubídicos con técnicas parecidas
a las que se utilizan con el sodio y el potasio.


76. Estroncio - Sr
 Elemento químico, símbolo Sr, de número atómico 38 y peso
atómico 87.62. El estroncio es el menos abundante de los metales
alcalinotérreos. La corteza de la Tierra contiene el 0.042% de
estroncio, y este elemento es tan abundante como el cloro y el
azufre. Los principales minerales son la celestita, SrSO4, y la
estroncianita, SrCO3.
 El nitrato de estrocio se emplea en pirotecnia, señalamiento de vías
férreas y en fórmulas de balas trazadoras. El hidróxido de estroncio
forma con cierto número de ácidos orgánicos jabones y grasas de
estructura estable, resistentes a la oxidación y a la descomposición
en una amplia gama de temperaturas.
 El estroncio es divalente en todos sus compuestos, que son, al igual
que el hidróxido, el fluoruro y el sulfato, totalmente solubles. El
estroncio es un formador de complejos más débiles que el calcio,
formando unos cuantos oxi-complejos débiles con tartratos, citratos,
etc.

78. Itrio - Y
 Símbolo Y, número atómico 39 y peso atómico 88.906, que se
asemeja mucho a los elementos de tierras raras. El isótopo
estable 89Y constituye el 100% del elemento natural, que casi
siempre se encuentra asociado a las tierras raras y con
frecuencia se clasifica como una de ellas.
 El itrio metálico absorbe hidrógeno, y cuando en aleaciones
llega a una composición de YH2, se parece mucho a los
metales. De hecho, en ciertos niveles de composición la
aleación es mejor conductora de la electricidad que el metal
puro.
 El itrio forma la matriz de los fósforos de itrio y europio
activados, que emiten una luz brillante y roja clara cuando
son excitados por electrones. La industria de la televisión
utiliza esos fósforos en la manufactura de pantalla de
televisión.
 El itrio se utiliza comercialmente en la industria metálica para
aleaciones y como "atrapador" para eliminar oxígeno e
impurezas no metálicas de otros metales. Para las
propiedades del metal y sus sales.

80. Zirconio - Zr
 Elemento químico de símbolo, Zr, número atómico 40 y peso atómico 91.22. Se encuentran
en la naturaleza los siguientes isótopos: 90, 91, 94 y 96. El zirconio es uno de los elementos
más abundantes y está ampliamente distribuido en la corteza terrestre. Es muy reactivo
químicamente y sólo se halla combinado. En la mayor parte de las reacciones se enlaza
con oxígeno en preferencia sobre otros elementos, encontrándose en la corteza terrestre
sólo como el óxido ZrO2, baddeleyita, o como parte de los complejos de óxido, como el
zircón, la elpidita y la eudialita. Desde el punto de vista comercial, el zircón es su mineral más
importante. El zirconio y hafnio son prácticamente indistinguibles en sus propiedades
químicas, y sólo se les encuentra juntos.
 El mayor empleo del zirconio corresponde a sus compuestos para la industria cerámica:
refractarios, vidriados, barnizados, moldes fundidos y arenas abrasivas, componentes de
cerámica eléctrica. La incorporación del óxido de zirconio al vidrio incrementa
significativamente su resistencia a los álcalis. El zirconio metálico se utiliza casi
exclusivamente para el revestimiento de los elementos combustibles de uranio en las plantas
nucleares. Otra aplicación significativa es la de los flash fotográficos.
 El zirconio es un metal lustroso, plateado, con una densidad de 6.49 g/cm3 a 20ºC. Se funde
cerca de los 1852ºC. Se estima que su punto de ebullición es a los 3580ºC, pero ciertas
observaciones sugieren que es cerca de los 8600ºC. Las energías libres de formación de sus
compuestos indican que el zirconio reaccionaría sólo con cualesquiera de los no metales,
excepto los gases inertes, a temperaturas comunes. En la práctica, se ha comprobado que
el metal no es reactivo a la temperatura ambiente, porque se forma una capa de óxido
invisible en la superficie. La capa hace que el metal sea pasivo, y permanece con brillo al
aire indefinidamente. A temperaturas elevadas es muy reactivo con elementos no metálicos
y muchos de los elementos metálicos, y forma compuestos sólidos y en solución.

82. Niobio - Nb
 Símbolo Nb, número atómico 41 y peso atómico 92.906. En Estados
Unidos este elemento se llamó originalmente columbio. La industria
metalúrgica y los metalurgistas aún utilizan este nombre antiguo.
 La mayor parte del niobio se usa en aceros inoxidables especiales, en
aleaciones de alta temperatura y en aleaciones superconductoras
como Nb3Sn. El niobio también se utiliza en pilas nucleares.
 Es muy inerte a todos los ácidos, menos el fluorhídrico, supuestamente
por tener una película de óxido sobre la superficie. El niobio metálico
se oxida lentamente en solución alcalina. Reacciona con el oxígeno y
los halógenos en caliente para formar los halogenuros y el óxido en
estado de oxidación V, con nitrógeno para formar NbN y con
carbono para formar NbC, así como con otros elementos como
arsénico, antimonio, teluro y selenio.
 El óxido Nb2O5, que se funde a 1520º (2768ºF), se disuelve en álcali
fundido para formar un niobato complejo soluble, Nb6O198-. Los
niobatos normales, entre ellos el NbO43-, son insolubles. El óxido se
disuelve en ácido fluorhídrico para producir especies iónicas como
NbOF52- y NbOF63-, según la concentración de los iones fluoruro e
hidrógeno. El complejo fluorado mayor que puede existir en solución
es NbF6-.

84. Molibdeno - Mo
 Elemento químico, símbolo Mo, con número atómico 42 y peso atómico 95.94; es uno de los
elementos de transición. Metal gris plateado con una densidad de 10.2 g/cm3 (5907
oz/in3), se funde a 2610ºC (4730ºF).
 El molibdeno se encuentra en muchas partes del mundo, pero pocos depósitos son lo
suficientemente ricos para garantizar la recuperación de los costos. La mayor parte del
molibdeno proviene de minas donde su recuperación es el objetivo primario de la
operación. El restante se obtiene como un subproducto de ciertas operaciones del
beneficio del cobre.
 El molibdeno forma compuestos en los cuales presenta estados de
oxidación, 0, 2+, 3+, 4+, 5+, 6+. No se ha observado como catión ionizable, pero se
conocen especies catiónicas como el molibdenilo. La química del molibdeno es
extremadamente compleja y, con excepción de los halogenuros y calcogenuros, son muy
pocos los compuestos simples conocidos.
 El dióxido y el trióxido de molibdeno son los óxidos más comunes y estables; otros óxidos
descritos son metaestables y, en lo esencial, son especies de laboratorio.
 El ácido molíbdico, H2MoO4 (o MoO3.H2O), forma una serie estable de sales normales, del
tipo M22+MoO4, M2+MoO4 y M23+(MoO4)3. Se pueden formar molibdatos poliméricos o
isopolimolibdatos por la acidificación de una solución de molibdato o, en algunos casos, al
calentar los molibdatos normales. El peróxido de hidrógeno reacciona con varios
molibdatos para formar una serie de compuestos peroxianiónicos. Otro grupo de
compuestos del molibdeno son los heteropolielectrólitos, con mucho una familia
fundamental de sales y ácidos libres: cada miembro contiene un anión complejo y de alto
peso molecular. El molibdeno también forma halogenuros y oxihalogenuros, que
representan un intervalo amplio en estabilidad y una serie de compuestos homólogos con
S, Se y Te, semejantes a los óxidos.

86. Tecnecio - Tc
 Elemento químico de símbolo Tc y número atómico 43. Fue el
primer elemento obtenido de manera artificial en un clclotrón.
También se obtiene como el principal constituyente de los
productos de fisión en un reactor nuclear o, en forma
alterna, por la acción de neutrones sobre el 98Mo. El
isótopo 99Tc es el más útil en la investigación química por su
larga vida media: 2 x 105 años. La química del tecnecio se
parece mucho a la del renio, y se han preparado algunos
compuestos en muchos casos.
 Efectos del Tecnecio sobre la salud
 Se ha informado de que los acero no aleado, bajos en
carbono, pueden estar protegidos efectivamente por una
cantidad tan pequeña como 55 ppm de KTcO4 en agua
destilada aireada a temperaturas de hasta 250oC. Esta
protección contra la corrosión está limitada a los sistemas
cerrados, ya que el tecnecio es radioactivo y debe estar
confinado. El tecnecio 98 tiene una actividad específica de 6.2
x 108 Bq/g. Una actividad de este nivel no se puede permitir
que se extienda. El tecnecio 99 es un peligroso contaminante y
debe ser manejado en una caja de guantes.

88. Rutenio - Ru
 Elemento químico de símbolo Ru, número atómico 44 y
peso atómico 101.07. El rutenio es un metal duro, blanco,
manejable sólo a altas temperaturas y con dificultad.
 Es un excelente catalizador y se utiliza en reacciones que
incluyen hidrogenación, isomerización, oxidación y
reformación. Los usos del rutenio metálico puro son
mínimos. Es un endurecedor eficaz para el platino y el
paladio. Sus aleaciones con grandes porcentajes (30-70%)
de rutenio y con otros metales preciosos han sido utilizadas
para contactos eléctricos y en aplicaciones donde se
requiere resistencia al agua y a la corrosión extrema como
en estilográficas y pivotes de instrumentos.
 El rutenio es resistente a los ácidos comunes, entre ellos el
agua regia, a temperaturas hasta de 100ºC (212ºF) y hasta
de 300ºC (570ºF) en el caso del ácido fosfórico a 100ºC
(212ºF). El rutenato de potasio, KRuO2.H2O, es soluble en
agua y se utiliza en la purificación del rutenio. El tricloruro
de rutenio, RuCl3, es soluble en agua pero se descompone
en agua caliente; el tetróxido de rutenio es muy volátil y
venenoso.

90. Rodio - Rh
 Elemento químico, de símbolo Rh, de número atómico 45 y peso
atómico 102.905. El rodio es un metal blanco, duro,
considerablemente menos dúctil que el platino o el paladio, pero
mucho más dúctil que cualquier otro metal de este grupo.
 Se usa principalmente como un elemento de aleación para el
platino. Es un excelente catalizador para la hidrogenación y es activo
en la reformación catalítica de hidrocarburos. El rodio se emplea
también en aplicaciones para contactos eléctricos. Es galvanizado
fácilmente para formar superficies duras, resistentes al desgaste y de
brillo permanente, utilizadas tanto en contactos eléctricos
estacionarios como corredizos, en espejos y reflectores, y como
acabado en joyería.
 El rodio es resistente a al mayor parte de los ácidos comunes, incluida
el agua regia, aun a temperaturas moderadas. Lo atacan el ácido
sulfúrico caliente, el ácido bromhídrico caliente, el hipoclorito de
sodio y los halógenos libres a 200-600ºc (390-1110ºF).
 El tricloruro de rodio, RhCl3, es un compuesto rojo insoluble en agua. El
trihidróxido de rodio es soluble en algunos ácidos y puede servir para
producir sales de rodio. El sulfato de rodio, Rh2 (SO4)3. XH2O, es rojo o
amarillo y soluble en agua.

92. Paladio - Pd
 Elemento químico, símbolo Pd, número atómico 46 y peso atómico 106.4. Es
un metal blanco y muy dúctil semejante al platino, al que sigue en
abundancia e importancia.
 El paladio soportado sobre carbono o alúmina se emplea como catalizador
en ciertos procesos químicos en que intervienen reacciones de
hidrogenación en fase líquida y gaseosa.
 Quizá el uso más frecuente del paladio puro corresponda a los contactos
eléctricos para bajo voltaje. El paladio sobresale por el número de metales
con que forma aleaciones y generalmente produce soluciones sólidas
dúctiles.
 El paladio es blando y dúctil y puede fabricarse como alambres finos y placas
delgadas. Calentado a temperaturas superiores a 80ºC (1472ºF), se forma un
óxido opaco, PdO, ligero y adherente, que no tiende a descarapelarse ni a
desprenderse.
 Por encima de los 800ºC (1472ºF), el óxido se disocia y se obtiene el metal
brillante si se enfría rápidamente a la temperatura ambiente. El hidrógeno es
absorbido fácilmente por el paladio y se difunde a un a velocidad
relativamente rápida cuando se calienta. Esta propiedad se aprovecha en
los purificadores de hidrógeno, que dejan pasar este gas, pero no otros. En
atmósferas ordinarias, el paladio es resistente al deslustre, mas pierde esta
cualidad en atmósferas contaminadas con azufre. A la temperatura
ambiente, es resistente a los ácidos
fluorhídrico, fosfórico, perclórico, acético, clorhídrico, y a los ácidos sulfúricos
como gases, pero puede ser atacado por algunos de ellos a 100ºC (212ºF).

94. Plata - Ag
 Elemento químico, símbolo Ag, número atómico 47 y masa atómica 107.870. Es
un metal lustroso de color blanco-grisáceo. Desde el punto de vista químico, es
uno de los metales pesados y nobles; desde el punto de vista comercial, es un
metal precioso. Hay 25 isótopos de la plata. Sus masas atómicas fluctúan entre
102 y 117.
 En la mayor parte de sus aplicaciones, la plata se alea con uno o más metales.
La plata, que posee las más altas conductividades térmica y eléctrica de todos
los metales, se utiliza en puntos de contacto eléctricos y electrónicos. También
se emplea mucho en joyería y piezas diversas. Entre la aleaciones en que es un
componente están las amalgamas dentales y metales para cojinetes y pistones
de motores.
 La plata es un elemento bastante escaso. Algunas veces se encuentra en la
naturaleza como elemento libre (plata nativa) o mezclada con otros metales.
Sin embargo, la mayor parte de las veces se encuentra en minerales que
contienen compuestos de plata. Los principales minerales de plata son la
argentita, la cerargirita o cuerno de plata y varios minerales en los cuales el
sulfuro de plata está combinado con los sulfuros de otros metales.
Aproximadamente tres cuartas partes de la plata producida son un
subproducto de la extracción de otros minerales, sobre todo de cobre y de
plomo.
 La plata pura es un metal moderadamente suave (2.5-3 en la escala de dureza
de Mohs), de color blanco, un poco más duro que el oro. Cuando se pule
adquiere un lustre brillante y refleja el 95% de la luz que incide sobre ella. Su
densidad es 10.5 veces la del agua. La calidad de la plata, su pureza, se
expresa como partes de plata pura por cada 1000 partes del metal total. La
plata comercial tiene una pureza del 999 (ley 0.999).

96. Cadmio - Cd
 Elemento químico relativamente raro, símbolo Cd, número atómico 48; tiene relación
estrecha con el zinc, con el que se encuentra asociado en la naturaleza. Es un metal
dúctil, de color blanco argentino con un ligero matiz azulado. Es más blando y maleable
que el zinc, pero poco más duro que el estaño. Peso atómico de 112.40 y densidad relativa
de 8.65 a 20ºC (68ºF). Su punto de fusión de 320.9ºC (610ºF) y de ebullición de 765ºC
(1410ºF) son inferiores a los del zinc. Hay ocho isótopos estables en la naturaleza y se han
descrito once radioisótopos inestables de tipo artificial. El cadmio es miembro del grupo IIb
(zinc, cadmio y mercurio) en la tabla periódica, y presenta propiedades químicas
intermedias entre las del zinc metálico en soluciones ácidas de sulfato. El cadmio es
divalente en todos sus compuestos estables y su ion es incoloro.
 El cadmio no se encuentra en estado libre en la naturaleza, y la greenockita (sulfuro de
cadmio), único mineral de cadmio, no es una fuente comercial de metal. Casi todo el que
se produce es obtenido como subproducto de la fundición y refinamiento de los minerales
de zinc, los cuales por lo general contienen de 0.2 a 0.4%. Estados
Unidos, Canadá, México, Australia, Bélgica, Luxemburgo y República de Corea son fuentes
importantes, aunque no todos son productores.
 En el pasado, un uso comercial importante del cadmio fue como cubierta
electrodepositada sobre hierro o acero para protegerlos contra la corrosión. La segunda
aplicación es en baterías de níquel-cadmio y la tercera como reactivo químico y
pigmento. Se recurre a cantidades apreciables en aleaciones de bajo punto de fusión
semejantes a las del metal de Wood, en rociadoras automáticas contra el fuego y en
cantidad menor, en aleaciones de latón (laton), soldaduras y cojinetes. Los compuestos de
cadmio se emplean como estabilizadores de plásticos y en la producción de cadmio
fosforado. Por su gran capacidad de absorber neutrones, en especial el isótopo 113, se usa
en barras de control y recubrimiento de reactores nucleares.

98. Indio - In
 Elemento químico de símbolo In, de número atómico 49, el
indio tiene un número atómico relativo de 114.82.
 Se encuentra aproximadamente en un 0.000001% en la
corteza terrestre y normalmente en concentraciones de
0.1% o menores. Se halla distribuido ampliamente en
muchas minas y minerales y se recobra en gran parte de
los conductos de polvo y residuos de las operaciones de
procesamiento de zinc.
 El indio se utiliza para soldar alambre de plomo a
transistores de germanio y como componente de los
semiconductores intermetálicos empleados en los
transistores de germanio. El arseniuro de indio, antimoniuro
y fosfuro son semiconductores con propiedades
especiales. Otros usos del indio se encuentran en la
producción de recubrimientos para reducir la corrosión y
el desgaste, en las aleaciones para sellado de vidrio y en
las aleaciones dentales.

100. Estaño - Sn
 Elemento químico, de símbolo Sn, número atómico 50 y peso atómico 118.69.
Forma compuesto de estaño(II) o estañoso(Sn2+) y estaño(IV) o estánico (Sn4+),
así como sales complejas del tipo estanito (M2SnX4) y estanato (M2SnX6).
 Se funde a baja temperatura; tiene gran fluidez cuando se funde y posee un
punto de ebullición alto. es suave, flexible y resistente a la corrosión en muchos
medios. Una aplicación importante es el recubrimiento de envases de acero
para conservar alimentos y bebidas. Otros empleos importantes son:
aleaciones para soldar, bronces, pletres y aleaciones industriales diversas. Los
productos químicos de estaño, tanto inorgánicos como orgánicos, se utilizan
mucho en las industrias de galvanoplastia, cerámica y plásticos, y en la
agricultura.
 El mineral del estaño más importante es la casiterita, SnO2. No se conocen
depósitos de alta calidad de este mineral. La mayor parte del mineral de
estaño del mundo se obtiene de depósitos aluviales de baja calidad.
 Existen dos formas alotrópicas del estaño: estaño blanco y estaño gris. Es estño
reacciona tanto con ácidos fuertes como con bases fuertes, pero es
relativamente resistente a soluciones casi neutras. En muy diversas
circunstancias corrosiva, no se desprende el gas hidrógeno del estaño y la
velocidad de corrosión está controlada por el suministro de oxígeno u otros
agentes oxidantes; en su ausencia, la corrosión es despreciable. Se forma una
película delgada de óxido estánico sobre el estaño que está expuesto al aire y
esto origina una protección superficial.

102. Antimonio - Sb
 Elemento químico con símbolo Sb y número atómico 51. El antimonio no es un
elemento abundante en la naturaleza; raras veces se encuentra en forma
natural, a menudo como una mezcla isomorfa con arsénico: la allemonita. Su
símbolo Sb se deriva de la palabra latina stibium. El antimonio se presenta en
dos formas: amarilla y gris. La forma amarilla es metaestable, y se compone de
moléculas Sb4, se le encuentra en el vapor de antimonio y es la unidad
estructural del antimonio amarillo; la forma gris es metálica, la cual cristaliza en
capas formando una estructura romboédrica.
 El antimonio difiere de los metales normales por tener una conductividad
eléctrica menor en estado sólido que en estado líquido (como su compañero
de grupo el bismuto). El antimonio metálico es muy quebradizo, de color
blanco-azuloso con un brillo metálico característico, de apariencia escamosa.
Aunque a temperaturas normales es estable al aire, cuando se calienta se
quema en forma luminosa desprendiendo humos blancos de Sb2O3. La
vaporización del metal forma moléculas de Sb4O6, que se descomponen en
Sb2O3 por arriba de la temperatura de transición.
 El antimonio se encuentra principalmente en la naturaleza como
Sb2S3 (estibnita, antimonita); el Sb2O3 (valentinita) se halla como producto de
descomposición de la estibnita. Forma parte por lo general de los minerales de
cobre, plata y plomo. También se encuentran en la naturaleza los antimoniuros
metálicos NiSb (breithaupita), NiSbS (ulmanita) y Ag2Sb (dicrasita); existen
numerosos tioantimoniatos como el Ag3SbS3 (pirargirita).

104. Teluro - Te
 Elemento químico de símbolo Te, número atómico 52 y peso atómico
127.60. Existen ocho isótopos estables del telurio. El telurio constituye
aproximadamente el 10-9 % de la roca ígnea que hay en la Tierra. Se
encuentra como elemento libre, asociado algunas veces con selenio,
y también existe como telururo de silvanita (teluro gráfico), nagiagita
(telurio negro), hessita, tetradimita, altaita, coloradoita y otros
telururos de plata y oro, así como el óxido, telurio ocre.
 Existen dos modificaciones alotrópicas importantes del telurio
elemental: la forma cristalina y la amorfa. La forma cristalina tiene un
color blanco plateado y apariencia metálica. Esta forma se funde a
449.5ºC (841.6ºF). Tiene una densidad relativa de 6.24 y una dureza de
2.5 en la escala de Mohs. La forma amorfa (castaña) tiene una
densidad relativa de 6.015. El telurio se quema en aire despidiendo
una flama azul y forma dióxido de telurio, TeO2. Reacciona con los
halógenos, pero no con azufre o selenio, y forma, entre otros
productos, tanto el anión telururo dinegativo (Te2-), que se asemeja al
selenuro, como el catión tetrapositivo (Te4+), que se parece al platino
(IV).
 El telurio se utilizó inicialmente como aditivo del acero para
incrementar su ductilidad, como abrillantador en electroplateados,
como aditivo en catalizadores para la desintegración catalítica del
petróleo, como material colorante de vidrios y como aditivo del
plomo para incrementar su fuerza y resistencia a la corrosión.

106. Yodo - I
 Elemento no metálico, símbolo I, número atómico 53, masa atómica relativa
126.904, el más pesado de los halógenos (halogenuros) que se encuentran en la
naturaleza. En condiciones normales, el yodo es un sólido negro, lustroso, y
volátil; recibe su nombre por su vapor de color violeta.
 La química del yodo, como la de los otros halogenos, se ve dominada por la
facilidad con la que el átomo adquiere un electrón para formar el ion yoduro, I -,
o un solo enlace covalente –I, y por la formación, con elementos más
electronegativos, de compuestos en que el estado de oxidación formal del
yodo es +1, +3, +5 o +7. El yodo es más electropositivo que los otros halógenos y
sus propiedades se modulan por: la debilidad relativa de los enlaces covalentes
entre el yodo y elementos más electropositivos; los tamaños grandes del átomo
de yodo y del ion yoduro, lo cual reduce las entalpías de la red cristalina y de
disolución de los yoduros , en tanto que incrementa la importancia de las
fuerzas de van der Waals en los compuestos del yodo, y la relativa facilidad con
que se oxida éste.
 El yodo se encuentra con profusión, aunque rara vez en alta concentración y
nunca en forma elemental. A pesar de la baja concentración del yodo en el
agua marina, cierta especie de alga puede extraer y acumular el elemento. En
la forma de yodato de calcio, el yodo se encuentra en los mantos de caliche
de Chile. Se encuentra también como ion yoduro en algunas salmueras de
pozos de petróleo en California, Michigan y Japón.
 El único isótopo estable del yodo es el 127I (53 protones, 74 neutrones). De los 22
isótopos artificiales (masas entre 117 y 139), el más importante es el 131I, con una
vida media de 8 días; se utiliza mucho en el trabajo con trazadores radiactivos y
ciertos procedimientos de radioterapia.

108. Xenón - Xe
 Elemento químico de símbolo Xe y número atómico 54. Perteece a la
familia de los gases nobles. Se conocen 16 isótopos radiactivos.
 El xenón se utiliza para llenar cierto tipo de lámparas de destello para
fotografía que producen luz con un buen equilibrio de todos los
colores del espectro visible y pueden ser utilizadas 10 000 veces o más
antes de quemarse. Una lámpara de arco llena con xenón da luz
intensa semejante al arco de carbono; en particular es valiosa en la
proyección de películas.
 Se encuentran trazas de xenón en minerales y meteoritos, pero la
única fuente comercial de xenón es el aire. El xenón constituye 0.086
partes por millón por volumen de aire seco. Se estima que cerca del 3
x 10-9% del peso de la Tierra es xenón. También se encuentra en el
exterior de nuestro planeta; se estima que existen cerca de 4 átomos
de xenón por cada 1 000 000 de átomos de silicio, que es el patrón de
abundancia utilizado con los elementos que hay en el Universo.
 El xenón es incoloro, inodoro e insípido; es un gas en condiciones
normales. El xenón es el único de los gases nobles no radiactivos que
forma compuestos químicos estables a la temperatura ambiente;
también forma enlaces débiles con clatratos.

110. Cesio - Cs
 Elemento químico, Cs, con número atómico 55 y peso atómico de 132.905, el más pesado
de los metales alcalinos en el grupo IA de la tabla periódica, a excepción del
francio, miembro radiactivo de la familia de los metales alcalinos. El cesio es un metal
blando, ligero y de bajo punto de fusión. Es el más reactivo de los metales alcalinos y en
realidad es el menos electronegativo y el más reactivo de todos los elementos. El cesio
reacciona en forma vigorosa con oxígeno para formar una mezcla de óxidos. En aire
húmedo, el calor de oxidación puede ser suficiente para fundir y prender el metal. El cesio
no reacciona con nitrógeno para formar nitruros, pero reacciona con el hidrógeno a
temperaturas altas para producir un hidruro muy estable; reacciona en forma violenta con
el agua y aun con hielo a temperaturas hasta -116ºC (-177ºF) así como con los
halógenos, amoniaco y monóxido de carbono. En general, con compuestos orgánicos el
cesio experimenta los mismos tipos de reacciones que los otros metales alcalinos, pero es
mucho más reactivo.
 El cesio no es muy abundante en la corteza terrestre, hay sólo 7 partes por millón (ppm). Al
igual que el litio y el rubidio, se encuentra como un constituyente de minerales complejos y
no en forma de halogenuros relativamente puros, como en el caso del sodio y potasio. El
litio, el rubidio y el cesio con frecuencia se hallan juntos en minerales lepidolíticos como los
existentes en Rodesia. El cesio metálico se utiliza en celdas fotoeléctricas, instrumentos
espectrográficos, contadores de centelleo, bulbos de radio, lámparas militares de señales
infrarrojas y varios aparatos ópticos y de detección. Los compuestos de cesio se usan en la
producción de vidrio y cerámica, como absorbentes en plantas de purificación de dióxido
de carbono, como componentes en bulbos de radio y en microquímica. Las sales de cesio
se han utilizado en medicina como agentes antishock después de la administración de
drogas de arsénico. El isótopo cesio-137 está sustituyendo al colbalto-60 en el tratamiento
del cáncer.

112. Bario - Ba
 Elemento químico, Ba, con número atómico 56 y peso atómico de
137.34. El bario ocupa el decimoctavo lugar en abundancia en la
corteza terrestre, en donde se encuentra en un 0.04%, valor
intermedio entre el calcio y el estroncio, los otros metales
alcalinotérreos. Los compuestos de bario se obtienen de la minería y
por conversión de dos minerales de bario. La barita, o sulfato de
bario, es el principal mineral y contiene 65.79% de óxido de bario. La
witherita, algunas veces llamada espato pesado, es carbonato de
bario y contiene 72% de óxido de bario.
 El metal lo aisló por primera vez Sir Humphry Davy en 1808 por
electrólisis. En la industria sólo se preparan pequeñas cantidades por
reducción de óxido de bario con aluminio en grandes retortas. El
metal se utiliza en aleaciones bario-niquel para alambres de bujía (el
bario incrementa la capacidad de emisión de la aleación) y en el
metal de Frary, que es una aleación de plomo, bario y calcio, que se
usa en lugar del metal Babbitt porque puede moldearse.
 El metal reacciona con el agua más fácilmente que el estroncio y el
calcio, pero menos que el sodio; se oxida con rapidez al aire y forma
una película protectora que evita que siga la reacción, pero en aire
húmedo puede inflamarse. El metal es lo bastante activo
químicamente para reaccionar con la mayor parte de los no
metales. El metal es dúctil y maleable; los trozos recién cortados
tienen una apariencia gris-blanca lustrosa.

114. Lantano - La
 Elemento químico, símbolo La, con número
atómico 57 y peso atómico 138.91. El lantano,
segundo elemento más abundante del grupo de
las tierras raras, es un metal. En estado natural, es
una mezcla de los isótopos 138La y 139La. Se
encuentra asociado con otras tierras raras en
monacita, bastnasita y otros minerales. Es uno de
los productos radiactivos de la fisión del uranio, el
torio o el plutonio. Es el elemento más básico de
las tierras raras e ingrediente importante en la
manufactura del vidrio. Proporciona un alto
índice de refracción al vidrio y se utiliza en la
fabricación de lentes de gran calidad.

116. Cerio - Ce
 Elemento químico, Ce, número atómico 58, peso
atómico 140.12. Es el elemento metálico más
abundante del grupo de las tierras raras en la tabla
periódica. El elemento natural está constituido de los
isótopos 136Ce, 138Ce, 140Ce y 142Ce. El 142Ce radiactivo
tiene una vida media de 5 x 1015 años. El cerio se
encuentra mezclado con otras tierras raras en
muchos minerales, en particular en monacita y
blastnasita y también se halla entre los productos de
la fisión de uranio, torio y plutonio.
 Aunque la valencia común del cerio es 3, forma
también una serie de compuestos tetravalentes y es
la única tierra rara que existe como ion tetravalente
en solución acuosa. Aunque en alta pureza se le
puede separar de las otras tierras raras por métodos
de intercambio iónico, por lo general se separa
químicamente aprovechando su estado tetravalente.