Potasio

El potasio es un elemento químico de la tabla periódica cuyo símbolo químico es K (del latín Kalium y del árabe. القلية, DMG al-qalya, "ceniza de plantas"), cuyo número atómico es 19. Es un metal alcalino de color blanco-plateado, que abunda en la naturaleza en los elementos relacionados con el agua salada y otros minerales. Se oxida rápidamente en el aire, es muy reactivo, especialmente en agua, y se parece químicamente al sodio. Es un elemento químico esencial.

Características principales
Potasio.
Es el quinto metal más ligero y liviano; es un sólido blando que se corta con facilidad con un cuchillo, tiene un punto de fusión muy bajo, arde con llama violeta y presenta un color plateado en las superficies no expuestas al aire, en cuyo contacto se oxida con rapidez, lo que obliga a almacenarlo recubierto de aceite.

Al igual que otros metales alcalinos reacciona violentamente con el agua desprendiendo hidrógeno, incluso puede inflamarse espontáneamente en presencia de agua.

Aplicaciones
 El potasio metal se usa en células fotoeléctricas.
 El cloruro y el nitrato se emplean como fertilizantes.
 El peróxido de potasio se usa en aparatos de respiración autónomos de bomberos y mineros.
 El nitrato se usa en la fabricación de pólvora y el cromato y dicromato en pirotecnia.
 El carbonato potásico se emplea en la fabricación de cristales.
 La aleación NaK, una aleación de sodio y potasio, es un material empleado para la transferencia de calor.
 El cloruro de potasio se utiliza para provocar un paro cardíaco en las ejecuciones con inyección letal.

Otras sales de potasio importantes son el bromuro, cianuro, potasio, yoduro, y el sulfato.

El ion K+ está presente en los extremos de los cromosomas (en los telómeros) estabilizando la estructura. Asimismo, el ion hexahidratado (al igual que el correspondiente ion de magnesio) estabiliza la estructura del ADN y del ARN compensando la carga negativa de los grupos fosfato.

La bomba de sodio es un mecanismo por el cual se consiguen las concentraciones requeridas de iones K+ y Na+ dentro y fuera de la célula —concentraciones de iones K+ más altas dentro de la célula que en el exterior— para posibilitar la transmisión del impulso nervioso.

Las hortalizas (brócoli, remolacha, berenjena y coliflor) y las frutas (los bananos y las de hueso, como aguacate, albaricoque, melocotón, cereza, ciruela), son alimentos ricos en potasio.

El descenso del nivel de potasio en la sangre provoca hipopotasemia.

Es uno de los elementos esenciales para el crecimiento de las plantas —es uno de los tres que se consumen en mayor cantidad— ya que el ion potasio, que se encuentra en la mayoría de los tipos de suelo, interviene en la respiración.

Historia

El potasio, del latín científico potassium, y éste del neerlandés pottasche, ceniza de pote, nombre con que lo bautizó Humphry Davy al descubrirlo en 1807, fue el primer elemento metálico aislado por electrólisis, en su caso del hidróxido de potasio (KOH), compuesto de cuyo nombre latino, Kalĭum, proviene el símbolo químico del potasio.

El propio Davy hacía el siguiente relato de su descubrimiento ante la Royal Society of London el 19 de noviembre de 1807: «Coloqué un pequeño fragmento de potasa sobre un disco aislado de platino que comunicaba con el lado negativo de una batería eléctrica de 250 placas de cobre y zinc en plena actividad. Un hilo de platino que comunicaba con el lado positivo fue puesto en contacto con la cara superior de la potasa. Todo el aparato funcionaba al aire libre. En estas circunstancias se manifestó una actividad muy viva; la potasa empezó a fundirse en sus dos puntos de electrización. Hubo en la cara superior (positiva) una viva efervescencia, determinada por el desprendimiento de un fluido elástico; en la cara inferior (negativa) no se desprendía ningún fluido elástico, pero pequeños glóbulos de vivo brillo metálico completamente semejantes a los glóbulos de mercurio. Algunos de estos glóbulos, a medida que se formaban, ardían con explosión y llama brillante; otros perdían poco a poco su brillo y se cubrían finalmente de una costra blanca. Estos glóbulos formaban la sustancia que yo buscaba; era un principio combustible particular, era la base de la potasa: el potasio.»1

La importancia del descubrimiento radica en que confirmó la hipótesis de Antoine Lavoisier de que si la sosa y la potasa reaccionaban con los ácidos de igual modo que los óxidos de plomo y plata era porque estaban formados de la combinación de un metal con el oxígeno, extremo que se confirmó al aislar el potasio y tan sólo una semana después el sodio por electrólisis de la sosa. Además, la obtención del potasio permitió el descubrimiento de otros elementos, ya que dada su gran reactividad es capaz de descomponer óxidos para combinarse y quedarse con el oxígeno; de este modo pudieron aislarse el silicio, el boro y el aluminio.

Propiedades del potasio

El potasio pertenece al grupo de los metales alcalinos. Este grupo de elementos se caracterizan por tener un solo electrón en su nivel energético más externo y tienen tendencia a perderlo formando así un ion monopositivo. Esta tendencia que tienen los metales alcalinos como el potasio es debida a su baja energía de ionización y su poca afinidad electrónica.
El estado del potasio en su forma natural es sólido. El potasio es un elmento químico de aspecto blanco plateado y pertenece al grupo de los metales alcalinos. El número atómico del potasio es 19. El símbolo químico del potasio es K. El punto de fusión del potasio es de 336,53 grados Kelvin o de 63,38 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del potasio es de 10,2 grados Kelvin o de 758,85 grados celsius o grados centígrados.
El potasio es un mineral que nuestro organismo necesita para su correcto funcionamiento y se puede encontrar en los alimentos. A través del siguiente enlace, podrás encontrar una lista de alimentos con potasio .

Propiedades atómicas del potasio

La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el potasio dentro de la tabla periódica de los elementos, el potasio se encuentra en el grupo 1 y periodo 4. El potasio tiene una masa atómica de 39,0983 u. La configuración electrónica del potasio es [Ar]4s1. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma el la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio medio del potasio es de 2,0 pm, su radio atómico o radio de Bohr es de 2,3 pm, su radio covalente es de 1,6 pm y su radio de Van der Waals es de 2,5 pm. El potasio tiene un total de 19 electrones cuya distribución es la siguiente: En la primera capa tiene 2 electrones, en la segunda tiene 8 electrones, en su tercera capa tiene 8 electrones y en la cuarta, 1 electrón.

Características del potasio

A continuación puedes ver una tabla donde se muestra las principales características que tiene el potasio.

Potasio
Símbolo químico	K
Número atómico	19
Grupo	1
Periodo	4
Aspecto	blanco plateado
Bloque	s
Densidad	856 kg/m3
Masa atómica	39.0983 u
Radio medio	220 pm
Radio atómico	243
Radio covalente	196 pm
Radio de van der Waals	275 pm
Configuración electrónica	[Ar]4s1
Electrones por capa	2, 8, 8, 1
Estados de oxidación	1 (base fuerte)
Estructura cristalina	cúbica centrada en el cuerpo
Estado	sólido
Punto de fusión	336.53 K
Punto de ebullición	1032 K
Calor de fusión	2.334 kJ/mol
Presión de vapor	1,06×10-4Pa a 336,5 K
Electronegatividad	0,82
Calor específico	757 J/(K·kg)
Conductividad térmica	102,4 W/(K·m)

Plomo

El plomo es un elemento químico de la tabla periódica, cuyo símbolo es Pb (del latín Plumbum) y su número atómico es 82 según la tabla actual, ya que no formaba parte en la tabla de Dmitri Mendeléyev. Este químico no lo reconocía como un elemento metálico común por su gran elasticidad molecular. Cabe destacar que la elasticidad de este elemento depende de las temperaturas del ambiente, las cuales distienden sus átomos, o los extienden.

El plomo es un metal pesado de densidad relativa o gravedad específica 11,4 a 16 °C, de color plateado con tono azulado, que se empaña para adquirir un color gris mate. Es flexible, inelástico y se funde con facilidad. Su fusión se produce a 327,4 °C y hierve a 1725 °C. Las valencias químicas normales son 2 y 4. Es relativamente resistente al ataque de ácido sulfúrico y ácido clorhídrico, aunque se disuelve con lentitud en ácido nítrico y ante la presencia de bases nitrogenadas. El plomo es anfótero, ya que forma sales de plomo de los ácidos, así como sales metálicas del ácido plúmbico. Tiene la capacidad de formar muchas sales, óxidos y compuestos organometálicos.
Características generales

Los compuestos de plomo más utilizados en la industria son los óxidos de plomo, el tetraetilo de plomo y los silicatos de plomo. El plomo forma aleaciones con muchos metales, y, en general, se emplea en esta forma en la mayor parte de sus aplicaciones. Es un metal pesado y tóxico, y la intoxicación por plomo se denomina saturnismo o plumbosis.

Isótopos del plomo

El plomo puede encontrarse en muchos isótopos, siendo estables cuatro de ellos: 204Pb, 206Pb, 207Pb, y 208Pb.

Al 204Pb se le conoce como Plomo primordial, y los 206Pb, 207Pb y 208Pb se forman por la desintegración radioactiva de dos isótopos del Uranio (U-235 y U-238) y un isótopo del Torio (Th 232).

El 210Pb es un precursor del 210Po en la serie de decaimiento del 238U.

El 210Pb es radioactivo.

210Pb en el tabaco

La concentración de 210Pb en fumadores es el doble que la concentración en no fumadores. Esta diferencia se atribuye a la inhalación de 210Pb en el humo del tabaco.1 2

Fuentes de plomo

El plomo rara vez se encuentra en su estado elemental. Se presenta comúnmente como sulfuro de plomo en la galena (PbS).3 Otros minerales de importancia comercial son los carbonatos (cerusita, PbCO3)3 y los sulfatos (anglesita, PbSO4).3 Los fosfatos (piromorfita, Pb5Cl(PO4)3),3 los vanadatos (vanadinita, Pb5Cl(VO4)3),3 los arseniatos (mimelita, Pb5Cl(AsO4)3),3 los cromatos (crocoita, PbCrO4)3 y los molibdatos (vulferita, PbMoO4),3 los wolframatos (stolzita, PbWO4)3 son mucho menos abundantes. También se encuentra plomo en varios minerales de uranio y de torio, ya que proviene directamente de la desintegración radiactiva (decaimiento radiactivo). Los minerales comerciales pueden contener tan poco plomo como el 3%, pero lo más común es un contenido de poco más o menos del 10%. Los minerales se concentran hasta alcanzar un contenido de plomo de 40% o más antes de fundirse o ceder ante la presencia de fuentes de calor extremo.

El uso más amplio del plomo, como tal, se encuentra en la fabricación de acumuladores. Otras aplicaciones importantes son la fabricación de tetraetilo de plomo, forros para cables, elementos de construcción, pigmentos, soldadura suave, municiones, plomadas para pesca y también en la fabricación desde soldaditos de juguete hasta para hacer tubos de órganos musicales.

Se están desarrollando compuestos organoplúmbicos para aplicaciones como son la de catalizadores en la fabricación de espuma de poliuretano, tóxicos para las pinturas navales con el fin de inhibir la incrustación en los cascos, agentes biocidas contra las bacterias grampositivas, ácaros y otras bacterias, protección de la madera contra el ataque de los barrenillos y hongos marinos, preservadores para el algodón contra la descomposición y el moho, agentes molusquicidas, agentes antihelmínticos, agentes reductores del desgaste en los lubricantes e inhibidores de la corrosión para el acero.

Merced a su excelente resistencia a la corrosión, el plomo encuentra un amplio uso en la construcción, en particular en la industria química. Es resistente al ataque por parte de muchos ácidos porque forma su propio revestimiento protector de óxido, pero es atacado por las bases nitrogenadas. Como consecuencia de esta característica ventajosa, el plomo se utiliza mucho en la fabricación y el manejo del ácido sulfúrico,ácido nítrico.

Durante mucho tiempo se ha empleado el plomo como pantalla protectora para las máquinas de rayos X. En virtud de las aplicaciones cada vez más amplias de la energía atómica, se han vuelto cada vez más importantes las aplicaciones del plomo como blindaje contra la radiación.

Propiedades del plomo

El plomo pertenece al grupo de elementos metálicos conocido como metales del bloque p que están situados junto a los metaloides o semimetales en la tabla periódica. Este tipo de elementos tienden a ser blandos y presentan puntos de fusión bajos, propiedades que también se pueden atribuir al plomo, dado que forma parte de este grupo de elementos.
El estado del plomo en su forma natural es sólido. El plomo es un elmento químico de aspecto gris azulado y pertenece al grupo de los metales del bloque p. El número atómico del plomo es 82. El símbolo químico del plomo es Pb. El punto de fusión del plomo es de 600,61 grados Kelvin o de 327,46 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del plomo es de 20,2 grados Kelvin o de 1748,85 grados celsius o grados centígrados.

Propiedades atómicas del plomo

La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el plomo dentro de la tabla periódica de los elementos, el plomo se encuentra en el grupo 14 y periodo 6. El plomo tiene una masa atómica de 207,2 u. La configuración electrónica del plomo es [Xe]4f14 5d10 6s2 6p2. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma el la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio medio del plomo es de 1,0 pm, su radio atómico o radio de Bohr es de 1,4 pm, su radio covalente es de 1,7 pm y su radio de Van der Waals es de 2,2 pm.

Características del plomo

A continuación puedes ver una tabla donde se muestra las principales características que tiene el plomo.

Plomo
Símbolo químico	Pb
Número atómico	82
Grupo	14
Periodo	6
Aspecto	gris azulado
Bloque	p
Densidad	11340 kg/m3
Masa atómica	207.2 u
Radio medio	180 pm
Radio atómico	154
Radio covalente	147 pm
Radio de van der Waals	202 pm
Configuración electrónica	[Xe]4f14 5d10 6s2 6p2
Estados de oxidación	4, 2 (anfótero)
Estructura cristalina	cúbica centrada en las caras
Estado	sólido
Punto de fusión	600.61 K
Punto de ebullición	2022 K
Calor de fusión	4.799 kJ/mol
Presión de vapor	4,21 × 10-7Pa a 600 K
Electronegatividad	2,33 (Pauling)
Calor específico	129 J/(kg·K)
Conductividad eléctrica	4,81 × 106 m-1·Ω-1
Conductividad térmica	35,3 W/(m·K)

Oro

El oro es un elemento químico de número atómico 79, situado en el grupo 11 de la tabla periódica. Es un metal precioso blando de color amarillo. Su símbolo es Au (del latín aurum, "brillante amanecer").

Es un metal de transición blando, brillante, amarillo, pesado, maleable y dúctil. El oro no reacciona con la mayoría de los productos químicos, pero es sensible al cloro y al agua regia. Este metal se encuentra normalmente en estado puro, en forma de pepitas y depósitos aluviales. Es un elemento que se crea gracias a las condiciones extremas en el núcleo colapsante de las supernovas. Cuando la reacción de fusión nuclear cesa, las capas superiores de la estrella se desploman sobre el núcleo estelar, comprimiendo y calentando la materia hasta el punto de que los núcleos más ligeros, como por ejemplo el hierro, se fusionan para dar lugar a los metales más pesados (uranio, oro, etc.). Otras teorías apuntan a que el oro se forma de gases y líquidos que se elevan desde el estructura interna de la Tierra, los cuales se trasladan a la superficie a través de fallas de la corteza terrestre.1 Sin embargo, las presiones y temperaturas que se dan en el interior de la Tierra no son suficientes como para dar lugar a la fusión nuclear de la cual surge el oro.

El oro es uno de los metales tradicionalmente empleados para acuñar monedas; se utiliza en la joyería, la industria y la electrónica por su resistencia a la corrosión. Se ha empleado como símbolo de pureza, valor, realeza, etc. El principal objetivo de los alquimistas era producir oro partiendo de otras sustancias como el plomo, mediante la búsqueda de la llamada piedra filosofal. Actualmente está comprobado químicamente que es imposible convertir metales inferiores en oro, de modo que la cantidad de oro que existe en el mundo es constante.

Historia

Sepultura 43 de la Necrópolis de Varna, primer oro trabajado del mundo.
El oro ha sido conocido y utilizado por los artesanos desde el Calcolítico. Artefactos de oro fabricados desde el IV milenio a. C., como los provenientes de la necrópolis de Varna (primer oro trabajado del mundo2 ), han sido encontrados en los Balcanes. Otros artefactos de oro como los sombreros de oro y el disco de Nebra aparecieron en Europa Central desde el II milenio a. C. en Edad del Bronce.

En la antigüedad algunos creían que ingerir sus alimentos diarios servidos en platos de oro podría prolongar su tiempo de vida y retardar el envejecimiento. También durante la gran peste negra en Europa algunos alquimistas pensaron que podrían curar a los enfermos haciéndoles ingerir oro finamente pulverizado.
 

Características

Cristales sintéticos de oro.
El oro exhibe un color amarillo en bruto. Es considerado como el metal más maleable y dúctil que se conoce.1 Una onza (31,10 g) de oro puede moldearse en una lámina que cubra 28 m2. Como es un metal blando, son frecuentes las aleaciones con otros metales con el fin de proporcionarle dureza.

Además, es un buen conductor del calor y de la electricidad, y no le afecta el aire ni la mayoría de los agentes químicos. Tiene una alta resistencia a la alteración química por parte del calor, la humedad y la mayoría de los agentes corrosivos, y así está bien adaptado a su uso en la acuñación de monedas y en la joyería.

Se trata de un metal muy denso, con un alto punto de fusión y una alta afinidad electrónica. Sus estados de oxidación más importantes son 1+ y 3+. También se encuentra en el estado de oxidación 2+, así como en estados de oxidación superiores, pero es menos frecuente. La estabilidad de especies y compuestos de oro con estado de oxidación III, frente a sus homólogos de grupo, hay que razonarla considerando los efectos relativistas sobre los orbitales 5d del oro.

La química del oro es más diversa que la de la plata, su vecino inmediato de grupo: seis estados de oxidación exhibe –I a III y V. El oro –I y V no tiene contrapartida en la química de la plata. Los efectos relativistas, contracción del orbital 6s, hacen al oro diferente con relación a los elementos más ligeros de su grupo: formación de interacciones Au-Au en complejos polinucleares. Las diferencias entre Ag y Au hay que buscarlas en los efectos relativístas que se ejercen sobre los electrones 5d y 6s del oro. El radio covalente de la tríada de su grupo sigue la tendencia Cu < Ag >- Au; el oro tiene un radio covalente ligeramente menor o igual al de la plata en compuestos similares, lo que podemos asignar al fenómeno conocido como "contracción relativista + contracción lántanida".

Electrones solvatados en amoniaco líquido reducen al oro a Au-. En la serie de compuestos MAu (M: Na, K, Rb, Cs ) se debilita el carácter metálico desde Na a Cs. El CsAu es un semiconductor con estructura CsCl y se describe mejor como compuesto iónico: Cs+Au-. Hay que resaltar los compuestos iónicos del oro del tipo RbAu y CsAu con estructura tipo CsCl (8:8), ya que se alcanza la configuración tipo pseudogas noble del Hg (de 6s1 a 6s2) para el ion Au- (contracción lantánida + contracción relativista máxima en los elementos Au y Hg ). El subnivel 6s se acerca mucho más al núcleo y simultáneamente el 6p se separa por su expansión relativista. Con esto se justifica el comportamiento noble de estos metales. La afinidad electrónica del Au, -222,7kJmol−1, es comparable a la del yodo con –295,3kJmol−1. Recientemente se han caracterizado óxidos (M+)3Au-O2-(M = Rb, Cs) que también exhiben propiedades semiconductoras.

Propiedades atómicas del oro

La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el oro dentro de la tabla periódica de los elementos, el oro se encuentra en el grupo 11 y periodo 6. El oro tiene una masa atómica de 196,966569 u. La configuración electrónica del oro es [Xe]4f145d106s1. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma el la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio medio del oro es de 1,5 pm, su radio atómico o radio de Bohr es de 1,4 pm, su radio covalente es de 1,4 pm y su radio de Van der Waals es de 1,6 pm. El oro tiene un total de 79 electrones cuya distribución es la siguiente: En la primera capa tiene 2 electrones, en la segunda tiene 8 electrones, en su tercera capa tiene 18 electrones, en la cuarta, 32 electrones, en la quinta capa tiene 18 electrones y en la sexta, 1 electrón.

Características del oro

A continuación puedes ver una tabla donde se muestra las principales características que tiene el oro.

Oro
Símbolo químico	Au
Número atómico	79
Grupo	11
Periodo	6
Aspecto	amarillo metálico
Bloque	d
Densidad	19300 kg/m3
Masa atómica	196.966569 u
Radio medio	135 pm
Radio atómico	174
Radio covalente	144 pm
Radio de van der Waals	166 pm
Configuración electrónica	[Xe]4f145d106s1
Electrones por capa	2, 8, 18, 32, 18, 1
Estados de oxidación	3, 1 (anfótero)
Estructura cristalina	cúbica centrada en las caras
Estado	sólido
Punto de fusión	1337.33 K
Punto de ebullición	3129 K
Calor de fusión	12.55 kJ/mol
Presión de vapor	0,000237 Pa a 1337 K
Electronegatividad	2,54
Calor específico	128 J/(K·kg)
Conductividad eléctrica	45,5 × 106S/m
Conductividad térmica	317 W/(K·m)

Cloro

El cloro es un elemento químico de número atómico 17 situado en el grupo de los halógenos (grupo VII A) de la tabla periódica de los elementos. Su símbolo es Cl. En condiciones normales y en estado puro forma dicloro: un gas tóxico amarillo-verdoso formado por moléculas diatómicas (Cl2) unas 2,5 veces más pesado que el aire, de olor desagradable y tóxico. Es un elemento abundante en la naturaleza y se trata de un elemento químico esencial para muchas formas de vida.
En la naturaleza no se encuentra en estado puro ya que reacciona con rapidez con muchos elementos y compuestos químicos, por esta razón se encuentra formando parte de cloruros (especialmente en forma de cloruro de sodio), cloritos y cloratos , en las minas de sal y disuelto en el agua de mar.

Historia
El cloro (del griego χλωρος, que significa "verde pálido") fue descubierto en su forma diatómica en 1774 por el sueco Carl Wilhelm Scheele, aunque creía que se trataba de un compuesto que contenía oxígeno. Lo obtuvo a partir de la siguiente reacción:
 2 NaCl + 2H2SO4 + MnO2 → Na2SO4 + MnSO4 + 2 H2O + Cl2
En 1810 el químico inglés Humphry Davy demuestra que se trata de un elemento físico y le da el nombre de cloro debido a su color. El gas cloro se empleó en la Primera Guerra Mundial, siendo el primer caso de uso de armas químicas como el fosgeno y el gas mostaza.

Abundancia
El cloro se encuentra en la naturaleza combinado con otros elementos formando principalmente sales iónicas; como es el caso del cloruro sódico y cálcico; también con la mayoría de metales; desde el cloruro de hafnio hasta el cloruro de plata. Podría decirse que el cloro combina de forma natural bastante bien con la mayoría de elementos, quitando los de su grupo, halógenos y gases nobles, aunque en las últimas décadas de manera sintética forma parte de los mismos en compuestos conocidos como son los fluorocloruros y cloruros de xenón. Finalmente cabe destacar que la gran mayoría de estos compuestos suelen encontrarse con impurezas formando parte de minerales como la carnalita, KMgCl3·6H2O.

Obtención
El cloro comercial se obtiene por electrólisis en el proceso de preparación de los álcalis y se expende en forma líquida, no es puro; y por lo tanto, ha de purificarse. Si se trata el dióxido de manganeso hidratado con ácido clorhídrico concentrado se produce un gas exento en gran parte de impurezas tales como el oxígeno gas (O2(g)) y óxidos de cloro.

4HCl + MnO2xH2O = MnCl2 + (x+2)H2O + Cl2

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

Propiedades del cloro

Los elementos del grupo de los halógenos como el cloro se presentan como moléculas diatómicas químicamente activas. El nombre halógeno, proviene del griego y su significado es "formador de sales". Son elementos halógenos entre los que se encuentra el cloro, son oxidantes. Muchos compuestos sintéticos orgánicos y algunos compuestos orgánicos naturales, contienen elementos halógenos como el cloro. A este tipo de compuestos se los conoce como compuestos halogenados.
El estado del cloro en su forma natural es gaseoso (no magnético). El cloro es un elmento químico de aspecto amarillo verdoso y pertenece al grupo de los halógenos. El número atómico del cloro es 17. El símbolo químico del cloro es Cl. El punto de fusión del cloro es de 171,6 grados Kelvin o de -101,55 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del cloro es de 239,11 grados Kelvin o de -34,04 grados celsius o grados centígrados.

Propiedades atómicas del cloro

La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el cloro dentro de la tabla periódica de los elementos, el cloro se encuentra en el grupo 17 y periodo 3. El cloro tiene una masa atómica de 35,453 u. La configuración electrónica del cloro es [Ne]3s2 3p5. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma el la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio medio del cloro es de 1,0 pm y su radio de Van der Waals es de 1,5 pm. El cloro tiene un total de 17 electrones cuya distribución es la siguiente: En la primera capa tiene 2 electrones, en la segunda tiene 8 electrones y en su tercera capa tiene 7 electrones.

Características del cloro

A continuación puedes ver una tabla donde se muestra las principales características que tiene el cloro.

Cloro
Símbolo químico	Cl
Número atómico	17
Grupo	17
Periodo	3
Aspecto	amarillo verdoso
Bloque	p
Densidad	3.214 kg/m3
Masa atómica	35.453 u
Radio medio	100 pm
Radio atómico	79
Radio covalente	99 pm
Radio de van der Waals	175 pm
Configuración electrónica	[Ne]3s2 3p5
Electrones por capa	2, 8, 7
Estados de oxidación	+-1, +3, +5, +7 (ácido fuerte)
Estructura cristalina	ortorrómbica
Estado	gaseoso
Punto de fusión	171.6 K
Punto de ebullición	239.11 K
Calor de fusión	3.203 kJ/mol
Presión de vapor	1300 Pa
Electronegatividad	3,16
Calor específico	480 J/(K·kg)
Conductividad térmica	0,0089 W/(K·m)

Helio

El helio es un elemento químico de número atómico 2, símbolo He y peso atómico estándar de 4,0026. Pertenece al grupo 18 de la tabla periódica de los elementos, ya que al tener el nivel de energía completo presenta las propiedades de un gas noble. Es decir, es inerte (no reacciona) y al igual que estos, es un gas monoatómico incoloro e inodoro que cuenta con el menor punto de ebullición de todos los elementos químicos y solo puede ser solidificado bajo presiones muy grandes.

Durante un eclipse solar en 1868, el astrónomo francés Pierre Janssen observó una línea espectral amarilla en la luz solar que hasta ese momento era desconocida. Norman Lockyer observó el mismo eclipse y propuso que dicha línea era producida por un nuevo elemento, al cual llamó helio, con lo cual, tanto a Lockyer como a Janssen se les adjudicó el descubrimiento de este elemento. En 1903 se encontraron grandes reservas de helio en campos de gas natural en los Estados Unidos, país con la mayor producción de helio en el mundo.

Industrialmente se usa en criogenia (siendo su principal uso, lo que representa alrededor de un 28% de la producción mundial), en la refrigeración de imanes superconductores. Entre estos usos, la aplicación más importante es en los escáneres de resonancia magnética. También se utiliza como protección para la soldadura por arco y otros procesos, como el crecimiento de cristales de silicio, los cuales representan el 20% de su uso para el primer caso y el 26% para el segundo. Otros usos menos frecuentes, aunque popularmente conocidos, son el llenado de globos y dirigibles, o su empleo como componente de las mezclas de aire usadas en el buceo a gran profundidad.1 El inhalar una pequeña cantidad de helio genera un cambio en la calidad y el timbre de la voz humana. En la investigación científica, el comportamiento del helio-4 en forma líquida en sus dos fases, helio I y helio II, es importante para los científicos que estudian la mecánica cuántica (en especial, el fenómeno de la superfluidez), así como para aquellos que desean conocer los efectos ocurridos en la materia a temperaturas cercanas al cero absoluto (como el caso de la superconductividad).

El helio es el segundo elemento más ligero y el segundo más abundante en el universo observable, constituyendo el 24% de la masa de los elementos presentes en nuestra galaxia. Esta abundancia se encuentra en proporciones similares en el Sol y en Júpiter. Por masa se encuentra en una proporción doce veces mayor a la de todos los elementos más pesados juntos. La presencia tan frecuente de helio es debida a elevada energía de enlace por nucleón del helio-4 con respecto a los tres elementos que le siguen en la tabla periódica (litio, berilio y boro). Esta energía da como resultado la producción frecuente de helio tanto en la fusión nuclear como en la desintegración radioactiva. La mayor parte del helio en el universo se encuentra presente en la forma del isótopo helio-4 (4He), el cual se cree que se formó unos 15 minutos después del Big Bang. Gracias a la fusión de hidrógeno en las estrellas activas, se forma una pequeña cantidad de helio nuevo, excepto en las de mayor masa, debido a que durante las etapas finales de su vida generan su energía convirtiendo el helio en elementos más pesados. En la atmósfera de la Tierra se encuentran trazas de helio debido a la desintegración radioactiva de algunos elementos. En algunos depósitos naturales el gas se encuentra en cantidad suficiente para la explotación.

En la Tierra, la ligereza de helio ha provocado su evaporación de la nube de gas y polvo a partir de la cual se formó el planeta, por lo que es relativamente poco frecuente —con una fracción de 0,00052 por volumen— en la atmósfera terrestre. El helio presente en la Tierra hoy en día ha sido creado en su mayor parte por la desintegración radiactiva natural de los elementos radioactivos pesados (torio y uranio), debido a que las partículas alfa emitidas en dichos procesos constan de núcleos de helio-4. Este helio radiogénico es atrapado junto con el gas natural en concentraciones de hasta el 7% por volumen, del que se extrae comercialmente por un proceso de separación a baja temperatura llamado destilación fraccionada.

Propiedades del helio

Los gases nobles como el helio tienen poca tendencia a participar en reacciones químicas. El helio, como el resto de gases nobles presenta las siguientes propiedades: Es incoloro, inodoro y muestra una reactividad química muy baja en condiciones normales.
El estado del helio en su forma natural es gaseoso. El helio es un elmento químico de aspecto incoloro y pertenece al grupo de los gases nobles. El número atómico del helio es 2. El símbolo químico del helio es He. El punto de fusión del helio es de 0 grados Kelvin o de -272,2 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del helio es de 4,22 grados Kelvin o de -268,93 grados celsius o grados centígrados.

Propiedades atómicas del helio

La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el helio dentro de la tabla periódica de los elementos, el helio se encuentra en el grupo 18 y periodo 1. El helio tiene una masa atómica de 4,0026 u. La configuración electrónica del helio es 1ss. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma el la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio de Van der Waals del helio es de 1,0 pm. El helio tiene un total de 2 electrones cuya distribución es la siguiente: En la primera capa tiene 2 electrones.

Características del helio

A continuación puedes ver una tabla donde se muestra las principales características que tiene el helio.

Helio
Símbolo químico	He
Número atómico	2
Grupo	18
Periodo	1
Aspecto	incoloro
Bloque	p
Densidad	0.1785 kg/m3
Masa atómica	4.0026 u
Radio atómico	31
Radio covalente	32 pm
Radio de van der Waals	140 pm
Configuración electrónica	1ss
Electrones por capa	2
Estados de oxidación	0 (desconocido)
Estructura cristalina	hexagonal
Estado	gaseoso
Punto de fusión	0.95 K
Punto de ebullición	4.22 K
Calor de fusión	5.23 kJ/mol
Calor específico	5193 J/(K·kg)
Conductividad térmica	0,152 W/(K·m)