Bienvenidos al mundo de los metrales

Los metales son los elementos químicos de mayor utilización: con fines estructurales en edificios y medios de transporte, como conductores de calor y electricidad, etc. Los metales se caracterizan por tener un brillo especial, llamado metálico, y por ser buenos conductores de la electricidad y del calor. Esta gran conductibilidad, comparada con la de los no metales, se debe probablemente a la existencia de electrones libres en su interior. Además los metales tienen una molécula monoatómica y originan los hidróxidos al disolverse los óxidos metálicos en agua. Algunos metales se presentan en estado libre como el oro, pero otros aparecen en estados de óxidos , sulfuros, carbonatos, fluoruros, cloruros. etc. 

ELEMNTOS METALICOS:

Son elementos químicos con altos puntos de fusión y de ebullición; son indispensables y los podemos encontrar en todas partes. Se utilizan en el hogar y en algunos trabajos.

Propiedades Físicas:

• Brillo: reflejan la luz que incide en su superficie.

• Dureza: la superficie de los metales oponen resistencia e dejarse rayar por objetos agudos.

• Tenacidad: los elementos presentan mayor o menor resistencia a romperse cuando ejercen sobre ellos una presión.

• Ductibilidad: los metales son fácilmente estirados en hilos finos(alambres), sin romperse.

• Maleabilidad: ciertos metales, tales como el oro, la plata y el cobre, presentan la propiedad de ser reducidos a delgadas láminas, sin romperse.

• Conductividad Calórica: los metales absorben y conducen la energía calórica.

• Conductividad Eléctrica: los metales permiten el paso de la corriente eléctrica a través de su masa.

• Densidad: la inmensa mayoría de los metales presentan altas densidades.

• Fusibilidad: la inmensa mayoría de los metales presentan elevadísimos puntos de fusión, en mayor o menor medida para ser fundidos.

Propiedades Químicas:

• Reaccionan con los ácidos para formar sales.

• Forman iones electropositivos o cationes.

• Reaccionan con el oxigeno para formar óxidos básicos.

• Forman aleaciones.

• Algunos metales químicamente más activos desplazan a otros de sus compuestos.

Estado Natural:

La inmensa mayoría de los metales que conocemos se encuentran en la naturaleza formado compuestos, tales como: óxidos, silicatos, carbonatos, sulfatos y sulfuros. Sin embargo, existen un numero escaso de elementos, como el oro, la plata y el platino, que se pueden hallar libres, es decir, no combinados.

Elementos Metálicos:

• Aluminio (Al):

• Estado Natural: No se encuentra libre en la naturaleza.

Sus formas:

Bauxita Al2O3. H2O

Criolita Na3AlF6

Corindón Al2O3

• Propiedades: De color blanco. Densidad 2,7g/cc; punto de fusión 660 oC. Reacciona con el Hidróxido de Sodio, ácidos Clohídrico y el sulfúrico.

• Usos: En la arquitectura, utensilios de cocina, en aeronaútica para aviones, motores y adornos.   

• Cobre (Cu):                                                                                                                                                               

• Estado Natural: Solo o nativo pocas veces.

Otras:

Calcopirita (CuFeS2)

Malaquita Cu(OH) 2CuCO3

• Propiedades: Color rojo, Buen conductor de electricidad y de calor. Densidad 8,96g/ml, punto de fusión 1083 oC. Produce un color verde esmeralda en la llama. Se disuelve en amoniaco (NH3) y en ácido nítrico concentrado.

• Usos: En la industria eléctrica, en la fabricación de monedas en forma de aleaciones con el Níquel y el aluminio. Cuando se une con el Estaño (Bronce), se utiliza para vajillas y adornos.

• Oro (Au):                                                                                                                                                            

• Estado Natural: Nativo en forma de pepitas.

• Propiedades: Amarillo, muy maleable y dúctil, blando, buen conductor de calor y electricidad. Densidad 19,32g/cc. Punto de fusión 1063 oC. Inerte frente a diversos agentes químicos.

• Usos: Fabricación de monedas y joyas. Constituye la base del sistema económico internacional.

• Plata (Ag):                                                                                                                                                      

• Estado Natural: Nativa, y también junto al Plomo, Cobre y Oro

• Propiedades: blanco, muy maleable. Excelente conductor térmico y eléctrico. Densidad 10,49g/cc. Punto de fusión 941 oC. Inerte frente a grupos químicos. Se disuelve en ácido Nítrico.

• Usos: Acuñación de monedas, vajillas, joyas y diferentes adornos. Debido a su sensibilidad a la luz es usado en la industria fotográfica.

• Mercurio (Hg):                                                                                                                                             

• Estado Natural: Nativo. Su forma más abundante es el Cinabrio (HgS).

• Propiedades: líquido, densidad 13,55g/cc. Su punto de ebullición 387 oC. Poco activo químicamente.

• Usos: En odontología en amalgamas. En la fabricación de termómetros y barómetros.

• Plomo (Pb):                                                                                                                                                      

• Estado Natural: Se encuentra solo.

Formas:

Galena Pbs

Anglesita PbSO

Cerusita PbCO3

• Propiedades: Gris, Blanco, maleable, poco dúctil, mal conductor eléctrico y térmico. Densidad 11,36g/cc, su punto de fusión es 327 oC. Reacciona con el ácido Clorhídrico y el Sulfúrico.

• Usos: En la fabricación de fusibles, recipientes a prueba de corrosión, baterías, municiones, balas. En aleaciones se utiliza para soldar.

• Hierro (Fe):                                                                                                                                                               

• Estado Natural: en forma nativa muy pocas veces.

Combinaciones:

Magnetita Fe3O4

Hematita Fe2O3

Limonita Fe2O3. 3H2O

• Propiedades: Gris, duro, maleable, dúctil y tenaz. Densidad 7,87g/cc, punto de fusión 1535 oC. Es muy reactivo, se combina fácilmente con el Oxígeno.

• Usos: el acero, su aleación con Carbono, se utiliza en la construcción de viviendas e industrias, así como también en la fabricación de cubiertos, vajillas y diferentes utensilios.

• Cobalto (Co):                                                                                                                                               

• Estado Natural: No se encuentra nativo. Su principal forma es CoS, como sulfuro, acompañando al Níquel.

• Propiedades: Gris, duro, tenaz, poco maleable. Densidad 8,85g/cc, punto de fusión 1495 oC; no reacciona con los ácidos, con excepción del ácido Nítrico (HNO3)

• Usos: Aleado con el Cromo forma el sustituto ideal del Platino, en la fabricación de aparatos. Se utiliza en la fabricación de tintas, y como colorantes para el vidrio y cerámica.

• Sodio (Na):                                                                                                                                                      

• Estado Natural: Sus sales son muy abundantes. No se encuentra nativo en la naturaleza.

Dos de sus formas:

Halita NaCl

Fluorita NaF

• Propiedades: Es muy reactivo químicamente. Blando, blanco, con un punto de fusión de 97,5 oC.

• Usos: Entra en la composición química de la mayoría de las sales.NO METALES

Son sustancias simples que se caracterizan por carecer de brillo metálico, ser malos conductores de calor y de electricidad posee bajos puntos de fusión y ebullición, presentan bajas densidades.

Elementos No Metales:

• Carbono (C):                                                                                                                                

• Estado Natural: Libre en dos formas: diamantes y grafito. Combinado se encuentra en la mayoría de los compuestos químicos.

• Propiedades: Diamante: densidad 3,45g/ml, duro, frágil y muy estable. Grafito: muy blando, color negro, buen conductor de calor y electricidad.

• Usos: Diamante: en joyería, y en la fabricación de instrumentos para cortar láminas delgadas. Grafito: fabricación de electrodos, lápices. Como combustible en forma de hulla, antracita, lignito y gas natural (Butano, Propano).

• Oxígeno (O):                                                                                                                                

• Estado Natural: Solo: se encuentra en forma gaseosa; y combinado en la mayoría de los compuestos.

• Propiedades: Incoloro, insípido e inodoro. Se combina con todos los elementos químicos conocidos.

• Usos: En la respiración de los seres vivos, para soldaduras y como combustible de cohetes.

• Nitrógeno (N):                                                                                                                                                

• Estado Natural: Solo: en forma gaseosa. Combinado: en numerosos compuestos y componentes de los seres vivos. Se encuentra en sales inorgánicas como el Nitrato de Sodio Na(NO3) y el Nitrato de Potasio (KNO3).

• Propiedades: Incoloro, inodoro e insípido; punto de ebullición es 196 oC. Cuando se encuentra solo se le califica de “inerte” porque es poco reactivo.

• Usos: Llenado de bombillos eléctricos, como refrigerante, en termómetro, indispensable en la constitución de los seres vivos.

• Azufre (S):                                                                                                                                                        

• Estado Natural: Libre se encuentra en varias formas, y también en numerosas combinaciones, entre ellas están:

Galena (PbS)

Blenda (ZnS)

Cinabrio (HgS)

• Propiedades: En su forma amarilla: fácil de combinar.

Rómbico: en forma de cristales que funden a 112,8 oC.

Monoclínico, esta forma funde a 119 oC.

• Usos: En la preparación de Ácido Sulfúrico, materia prima de muchas plantas industriales en la obtención de sus productos. Fabricación de fertilizantes y explosivos, así como en cremas medicinales.

• Fósforo (P):                                                                                                                                               

• Estado Natural: No se encuentra libre en la naturaleza. Se encuentra en numerosas combinaciones, abundan en los seres vivos.

• Propiedades: En forma sólida es quebradizo, funde a 209 oC.

• Usos: Componentes muy importante de los seres vivos, muy relacionado con la transferencia de energía. Se utiliza en la fabricación de cerillas, (Fósforos), fuegos artificiales y abono.

• Bromo (Br):                                                                                                                                               

• Estado Natural: No existe solo por su alta reactividad. Sus sales son muy comunes, tales como el Bromuro de Sodio (NaBr).

• Propiedades: Es un liquido color pardo, rojizo, de olor irritante. Su punto de ebullición es 58,78 oC.

• Usos: En la fabricación de colorantes, sus sales se utilizan en medicinas; acompañado a la Plata se utiliza en Fotografía.

• Hidrógeno (H):                                                                                                                                      

• Estado Natural: Solo, se encuentra en forma gaseosa, y combinado en la mayoría de sus compuestos.

• Propiedades: Gas incoloro, inodoro e insípido.

• Usos: Se encuentra en el agua, lo que lo hace indispensable para la vida. Se utiliza en metalurgia por su carácter reductor, como combustibles en sopletes. Constituye al Amoniaco (NH3) muy utilizado para fabricar fertilizantes.

• Silicio (Si):                                                                                                                                                  

• Estado Natural: Es muy abundante en la corteza terrestre en forma de silicatos en rocas y arena.

• Propiedades: Semimetal cristalino. Punto de fusión 1412 oC, punto de ebullición 3267 oC y densidad 2,33g/cm3. De color pardo oscuro y aspecto amorfo. Reacciona en diversos metales a altas temperaturas, pero es inerte a temperaturas ambiente.

• Usos: En la fabricación de vidrios, en cemento para la construcción, en siliconas.

• Cloro (Cl):                                                                                                                                                    

• Estado Natural: Se encuentra en un porcentaje de casi el 0,2% en la corteza y atmósfera terrestre. Sus principales minerales son: el cloruro de sodio, sal marina o sal gema, la carnalita y la silvina; y combinado con el hidrógeno, formando ácido clorhídrico, en algunas fuentes de origen volcánico.

• Propiedades: Es un gas verde amarillento, de olor sofocante que prodúcela tos y, respirado en cantidad algo considerable, produce la hemoptisis y la muerte. Es fuertemente oxidante y soluble en agua. Se combina con el hidrógeno para formar el HCl.

• Usos: Se emplea como desinfectante, lejía para el blanqueo de las fibras vegetales, algodón, papel, etc.; para potabilización del agua, en anestesia, (cloroformo), como insecticida (DDT), para recuperar el estaño de los desechos de hojalata. En las industrias del bromo y yodo consumen, también, buena parte del cloro industrial.

• Iodo (I):                                                                                                                                                

• Estado Natural: no se encuentra libre en la naturaleza, sino siempre combinado y formando yoduros y yodatos. Muchas aguas minerales lo contienen, en el aceite de hígado de bacalao, en las algas marinas y en las plantas y animales (sobre todo en el hígado y la glándula tiroides).

• Propiedades: Es sólido, cristaliza en laminillas o tablas rómbicas de color negro violado con reflejos metálicos. A temperaturas ordinaria desprende vapores de olor desagradable y característicos. Reacción característica del Iodo: la del engrudo del almidón al cual da color azul intenso, en frío, color que desaparece cuando se calienta la masa.

• Usos: Se utiliza en la industria fotográfica para fabricar placas y papeles sensibles, en la industria de los colorantes orgánicos; en medicina: la tintura de iodo para la desinfección de la piel y de las heridas cutáneas; el iodoformo, ejerce una acción antiséptica, analgésica y levemente hemostática. La fijación del iodo en las tiroides se emplea para el tratamiento del hipertiroidismo y de los tumores tiroideos.

Gases Nobles: 

Los gases nobles son un grupo de elementos químicos con propiedades muy similares: bajo condiciones normales, son gases monoátomicos inodoros, incoloros y presentan una reactividad química muy baja. Se sitúan en el grupo 18 (8A) de la tabla periodica (anteriormente llamado grupo 0). Los seis gases nobles que se encuentran en la naturaleza son Helio (He), Neón (Ne), Argón (Ar), Kryptón (Kr), Xenón  (Xe) y el radioactivo Radón (Rn).

Las propiedades de los gases nobles pueden ser explicadas por las teorías modernas de la estructura atómica: a su capa eletrónica de eletrones valentes se la considera completa, dándoles poca tendencia a participar en reacciones químicas, por lo que sólo unos pocos compuestos de gases nobles han sido preparados hasta 2008. El xenón reacciona de manera espontánea con el Flúor (debido a la alta electronegatividad de éste), y a partir de los compuestos resultantes se han alcanzado otros. También se han aislado algunos compuestos con kriptón. Los puntos de fusión y de ebullición de cada gas noble están muy próximos, difiriendo en menos de 10 °C; consecuentemente, sólo son líquidos en un rango muy pequeño de temperaturas.

El neón, argón, kriptón y xenón se obtienen del aire usando los métodos de licuefacción y destilacion fraccionada. El helio es típicamente separado del gas natural y el radón se aísla normalmente a partir del decaimiento radioactivo de compuestos disueltos del radio. Los gases nobles tienen muchas aplicaciones importantes en industrias como iluminación, soldadura y exploración espacial. La combinación helio-oxígeno-nitrógeno se emplea para respirar en inmersiones de profundidad para evitar que los buzos sufran el efecto narcótico del nitrógeno. Después de verse los riesgos causados por la inflamabilidad del Hidrógeno, éste fue reemplazado por helio en los dirigibles y globos aerostáticos. 

Propiedades Físicas:

Los gases nobles cuentan con fuerzas intermoleculares muy débiles y, por lo tanto, tienen puntos de fusión y de ebullición muy bajos. Todos ellos son gases monoatómicos bajo condiciones estándar, incluyendo aquellos que tienen masas atómicas mayores que algunos elementos que se encuentran normalmente en estado sólido. El helio tiene varias propiedades únicas con respecto a otros elementos: tanto su punto de ebullición como el de fusión son menores que los de cualquier otra sustancia conocida; es el único elemento conocido que presenta superfluidez; de la misma manera no puede ser solidificado por enfriamiento bajo condiciones estándar, sino que se convierte en sólido bajo una presión de 25 atm(2500 kPa; 370 psi) y 0,95 K (−272,20 °C; −457.960 °F).²⁴ Los gases nobles hasta el xenón tienen múltiples isótopos estables. El radón no tiene isótopos estables; su isótopo de mayor duración tiene un periodo de semidesintegración de 3,8 días que puede formar helio y polonio.

El radio atómico de los gases nobles aumenta de un periodo a otro debido al incremento en el número de electrones. El tamaño del átomo se relaciona con varias propiedades. Por ejemplo, el potencial de ionización disminuye a medida que aumenta el radio ya que los electrones de valencia en los átomos más grandes se encuentran más alejados del núcleo y, por lo tanto, no se encuentran ligados tan fuertemente por el átomo. Los gases nobles tienen los mayores potenciales de ionización de cada periodo, lo cual refleja lo estable que es su configuración electrónica y genera su falta de reactividad química. Sin embargo, algunos de los gases nobles más pesados tienen potenciales de ionización lo suficientemente bajos para ser comparables a los de otros elementos y moléculas. El químico Neil Bartlett, intentando crear el compuesto de un gas noble, notó que el potencial de ionización del xenón era similar al de la molécula de oxígeno, por lo que intentó oxidar xenón usando hexafluoruro de platino, un agente oxidante tan fuerte que es capaz de reaccionar con oxígeno. Los gases nobles no pueden aceptar un electrón para formar aniones estables. Esto quiere decir que poseen una afinidad electrónica negativa.

Las propiedades físicas macroscópicas de los gases nobles están determinadas por las débiles fuerzas de Van der Waals que se dan entre átomos. Las fuerzas de atracción aumentan con el tamaño del átomo como un resultado del incremento en la polarizabilidad y el descenso del potencial de ionización. Esto lleva a tendencias grupales sistemáticas. Por ejemplo, a medida que se baja en los grupos de la tabla periódica, el radio atómico y las fuerzas interatómicas aumentan. De igual forma, se adquieren mayores puntos de fusión y de ebullición, entalpía y solubilidad. El aumento de densidad se debe al incremento en masa atómica.

Los gases nobles se comportan como gases ideales bajo condiciones normales de presión y temperatura, pero sus tendencias anormales a la ley de los gases ideales proporcionan claves importantes para el estudio de las fuerzas e interacciones moleculares. El potencial de Lennard-Jones, usado frecuentemente para modelar fuerzas intermoleculares, fue deducido en 1924 por John Lennard-Jones a partir de datos experimentales del argón antes de que el desarrollo de la mecánica cuántica proporcionara las herramientas necesarias para entender las fuerzas intermoleculares a partir de primeros principios. El análisis teórico de estas fuerzas se volvió viable debido a que los gases nobles son monoatómicos, y por tanto isótropos (independientes de la dirección).

Propiedades Químicas:

 En los seis primeros periodos de la tabla periódica, los gases nobles son exactamente los miembros del grupo 18 (8A) de la tabla (anteriormente conocido como grupo 0). Sin embargo, esto ya no es cierto en el séptimo periodo (debido a efectos relativistas): el siguiente miembro del grupo 18, el ununoctio, probablemente no es un gas noble. 

 Los gases nobles son incoloros, inodoros, insípidos y no inflamables en condiciones normales. Antiguamente se les asignaba el grupo 0 de la tabla periódica porque se creía que tenían una valencia cero, es decir, que sus átomos no se pueden combinar con otros elementos para formar compuestos. Sin embargo, más tarde se descubrió que algunos sí forman compuestos, haciendo que se abandonara esta denominación. Se conoce muy poco sobre las propiedades del miembro más reciente del grupo 18. Los gases nobles tienen capas llenas de electrones de valencia. Los electrones de valencia son los electrones que se encuentran más al exterior de los átomos y normalmente son los únicos que participan en los enlaces químicos. Los átomos con capas de valencia llenas de electrones son extremadamente estables y por tanto no tienden a formar enlaces químicos y tienen poca tendencia a ganar o perder electrones.³¹ Sin embargo, los gases nobles más pesados, como el radón, están unidos menos firmemente por la fuerza electromagnética que los más ligeros, como el helio, haciendo que sea más fácil retirar electrones exteriores de los gases nobles pesados. Debido a que dicha capa está completa, los gases nobles se pueden utilizar de acuerdo con la notación de configuración electrónica para dar lugar a una "notación de gases nobles". Para ello, primero se escribe el gas noble más cercano que precede al elemento en cuestión, y se continúa la configuración electrónica a partir de ese punto. Por ejemplo, la notación electrónica del carbono es 1s² 2s² 2p², y su notación de gas noble es [He] 2s² 2p². Esta notación hace que resulte más fácil identificar elementos, y es más corta que escribir toda la notación de orbitales atómicos.

Compuestos:

Los gases nobles tienen una reactividad extremadamente baja; a pesar de ello, se han formado una gran cantidad de compuestos de gases nobles. No se han formado compuestos neutros en los que el helio y el neón estén presentes en los enlaces químicos (aunque hay pruebas teóricas de algunos compuestos de helio), mientras que el xenón, el kriptón y el argón sólo presentan una reactividad baja. La reactividad sigue el orden Ne < He < Ar < Kr < Xe < Rn.

En 1933, Linus Pauling argumentó que los gases nobles más pesados podían formar compuestos con el flúor y el oxígeno. De igual forma, arguyó la existencia del hexafluoruro de kriptón (KrF₆) y el hexafluoruro de xenón (XeF₆), y especuló que el XeF₈ podría existir como compuesto inestable, sugiriendo también que el ácido xénico (H₂XeO₄) podía formar sales de perxenato. Se ha demostrado que estas predicciones eran generalmente precisas, salvo que actualmente se cree que el XeF₈ es termodinámica y cinéticamente inestable. Los compuestos de xenón son los más numerosos de los compuestos de gas noble que se han formado.³⁷ La mayoría de ellos tienen el átomo de xenón en el estado de oxidación +2, +4, +6 ó +8 unido a átomos muy electronegativos como el flúor o el oxígeno, como en el fluoruro de xenón (XeF₂), el tetrafluoruro de xenón (XeF₄), el hexafluoruro de xenón (XeF₆), el tetraóxido de xenón (XeO₄) y el Perxenato de sodio(Na₄XeO₆). Algunos de estos compuestos han sido utilizados en la síntesis química como agentes oxidantes; el XeF₂, en particular, está disponible comercialmente y se puede utilizar como agente fluorador. En 2007, se habían identificado unos quinientos compuestos de xenón unidos a otros elementos, incluyendo compuestos organoxenones (unidos con carbono), así como xenón unido a nitrógeno, cloro, oro, mercurio y al propio xenón. También se han observado compuestos de xenón unido aboro, hidrógeno, bromo, yodo, berilio, azufre, titanio, cobre y plata, pero sólo a temperaturas bajas en matrices de gases nobles, o  de gases nobles.

En teoría, el radón es más reactivo que el xenón, y por tanto debería formar enlaces químicos más fácilmente que el xenón. Sin embargo, debido a la gran radiactividad y la corta semivida de los isótopos del radón, en la práctica sólo se han formado unos pocos fluoruros y óxidos de radón. El kriptón es menos reactivo que el xenón, pero se han observado diversos compuestos con el kriptón en el estado de oxidación +2. El difluoruro de kriptón es el más notable y fácil de caracterizar. También se han caracterizado compuestos en que el kriptón forma un enlace único con nitrógeno y oxígeno, pero sólo son estables por debajo de −60 °C y −90 °C, respectivamente. Se han observado átomos de kriptón unidos químicamente a otros no metales (hidrógeno, cloro, carbono), así como algunos metales de transición tardíos (cobre, plata, oro), pero sólo o bien a temperaturas bajas. Se utilizaron condiciones similares para obtener los primeros pocos compuestos de argón en el 2000, como el fluorohidruro de argón (HArF), y algunos unidos a los metales de transición tardíos. En 2007 no se conocían moléculas neutras estables con átomos de helio o neón con enlaces covalentes.

Los gases nobles, incluyendo el helio, pueden formar iones moleculares estables en fase gaseosa. El más simple es el hidrohelio, HeH⁺, descubierto en 1925. Al estar compuesto por los dos elementos más abundantes del universo, el hidrógeno y el helio, se cree que se da naturalmente en el medio interestelar, aunque aún no ha sido detectado. Además de estos iones, hay muchos excímeros neutros conocidos de estos gases. Hay compuestos como ArF y KrF que sólo son estables cuando se encuentran en un estado electrónico excitado, y algunos de ellos se emplean en los láseres de excímeros.