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| Azufre |
Azufre
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| General |
| Nombre, símbolo, número | Azufre, S, 16 |
| Serie química | No metal |
| Grupo, periodo, bloque | 16 (VIA), 3 , p |
| Densidad, dureza Mohs | 1960 kg/m³, 2 |
| Apariencia | amarillo limón
125px |
| Propiedades atómicas |
| Peso atómico | 32,065 uma |
| Radio medio† | 100 pm |
| Radio atómico calculado | 88 pm |
| Radio covalente | 102 pm |
| Radio de Van der Waals | 180 pm |
| Configuración electrónica | Ne]3s² 3p4 |
| Estados de oxidación (Óxido) | ±2,4,6 (ácido fuerte) |
| Estructura cristalina | Ortorrómbica |
| Propiedades físicas |
| Estado de la materia | sólido |
| Punto de fusión | 388,36 K |
| Punto de ebullición | 717,87 K |
| Entalpía de vaporización | sin datos |
| Entalpía de fusión | 1,7175 kJ/mol |
| Presión de vapor | 2,65 x 10-20 Pa a 388 K |
| Velocidad del sonido | __ m/s a 293,15 K |
| Información diversa |
| Electronegatividad | 2,58 (Pauling) |
| Calor específico | 710 J/(kg
- K) |
| Conductividad eléctrica | 5,0 x 10-22 106 m-1·Ω-1 |
| Conductividad térmica | 0,269 W/(m
- K) |
| 1° potencial de ionización | 999,6 kJ/mol |
| 2° potencial de ionización | 2252 kJ/mol |
| 3° potencial de ionización | 3357 kJ/mol |
| 4° potencial de ionización | 4556 kJ/mol |
| 5° potencial de ionización | 7004,3 kJ/mol |
| 6° potencial de ionización | 8495,8 kJ/mol |
| Isótopos más estables |
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El azufre es un elemento químico de número atómico 16 y símbolo S. Es un no metal abundante, insípido, inodoro. El azufre se encuentra en sulfuros y sulfatos e incluso en forma nativa (especialmente en regiones volcánicas). Es un elemento químico esencial para todos los organismos y necesario para muchos aminoácidos y por consiguiente también para las proteínas. Se usa principalmente como fertilizante pero también en la fabricación de pólvora, laxantes, cerillas e insecticidas.
Características principales
Este no metal tiene un color amarillo, es blando, frágil, ligero, desprende un olor característico a huevo podrido al mezclarse con hidrógeno y arde con llama de color azul desprendiendo dióxido de azufre. Es insoluble en agua pero se disuelve en disulfuro de carbono. Es multivalente y son comunes los estados de oxidación -2, +2, +4 y +6.
En todos los estados, sólido, líquido y gaseoso presenta forma alotrópicas cuyas relaciones no son completamente conocidas. Las estructuras cristalinas más comunes son el octaedro ortorrómbico (azufre α) y el prisma monoclínico (azufre β) siendo la temperatura de transición de una a otra de 96ºC; en ambos casos el azufre se encuentra formando moléculas de S8 con forma de anillo, siendo la diferente disposición de estas moléculas la que provoca las distintas estructuras cristalinas. A temperatura ambiente, la transformación del azufre monoclínico en ortorrómbico, más estable, es muy lenta.
Al fundir el azufre, se obtiene un líquido que fluye con facilidad formado por moléculas de S8, pero si se calienta el color se torna marrón algo rojizo y se incrementa la viscosidad. Este comportamiento se debe a la ruptura de los anillos y la formación de largas cadenas de átomos de azufre que pueden alcanzar varios miles de átomos de longitud que se enredan entre sí disminuyendo la fluidez del líquido; el máximo de la viscosidad se alcanza en torno a los 200ºC. Enfriando rápidamente este líquido viscoso se obtiene una masa elástica, de consistencia similar a la de la goma, denominada «azufre plástico» (azufre γ) y formada por cadenas que no han tenido tiempo de reordenarse para formar moléculas de S8; transcurrido cierto tiempo la masa pierde su elasticidad cristalizando en el sistema rómbico. Estudios realizados con rayos X muestran que esta forma amorfa puede estar constituida por moléculas de S8 con estructura de hélice espiral.
En estado vapor también forma moléculas de S8, pero a 780ºC ya se alcanza el equilibrio con moléculas diatómicas y por encima de aproximadamente 1800ºC la disociación es completa y se encuentran átomos de azufre.
Aplicaciones
El azufre se usa en multitud de procesos industriales como la producción de ácido sulfúrico para baterías, la fabricación de pólvora y el vulcanizado del caucho. El azufre tiene usos como fungicida y en la manufactura de fosfatos fertilizantes. Los sulfitos se usan para blanquear el papel y en cerillas. El tiosulfato de sodio o amonio se emplea en la industria fotográfica como «fijador» ya que disuelve el bromuro de plata; y el sulfato de magnesio (sal Epsom) tiene usos diversos como laxante, exfoliante o suplemento nutritivo para plantas.
Rol biológico
Los aminoácidos cisteína, metionina homocisteína y taurina contienen azufre, al igual que algunas enzimas, haciéndolo necesario para los organismos vivos y los enlaces disulfuro entre polipéptidos son de gran importancia para la estructura y ensamblaje de las proteínas. Es constituyente de algunas vitaminas, participa en la síntesis del colágeno, neutraliza los tóxicos y ayuda al hígado en la secreción de bilis. Se encuentra en legumbres, coles, espárragos, puerros, ajos, cebollas, pescados, quesos y yema de huevo; a diferencia del inorgánico, el azufre de los alimentos no es tóxico y su exceso se elimina con la orina; su déficit retrasa el crecimiento.
Las plantas absorben el azufre del suelo como ión sulfato, y algunas bacterias utilizan el sulfuro de hidrógeno del agua como donante de electrones en un proceso similar a una fotosíntesis primitiva.
Ver también: Ciclo del azufre.
Historia
Ciclo del azufre
El azufre (del latín sulphur, -ŭris) es conocido desde la antigüedad y ya Homero recomendaba, en el siglo IX adC, evitar la pestilencia del azufre. Aproximadamente en el siglo XII, los chinos inventaron la pólvora, mezcla explosiva de nitrato de potasio (KNO3), carbón y azufre. Los alquimistas de la Edad Media conocían la posibilidad de combinar el azufre con el mercurio, pero no fue hasta finales de la década de 1770 cuando Antoine Lavoisier convenció a la comunidad científica de que el azufre no era un compuesto si no un elemento químico.
Abundancia y obtención
El azufre, elemento muy abundante en la corteza terrestre, se encuentra en grandes cantidades combinado en forma de sulfuros (pirita, galena) y de sulfatos (yeso). En foma nativa se encuentra en las cercanías de aguas termales, zonas volcánicas y en menas de cinabrio, galena, esfalerita y estibina, y se extrae mediante el proceso Frasch consistente en inyectar vapor de agua sobrecalentado para fundir el azufre que posteriormente es bombeado al exterior utilizando aire comprimido.
También está presente, en pequeñas cantidades, en combustibles fósiles (carbón y petróleo) cuya combustión produce dióxido de azufre que combinado con agua produce la lluvia ácida; para evitarlo las legislaciones de los países industrializados exigen la reducción del contenido de azufre de los combustibles, constituyendo éste azufre, posteriormente refinado, un porcentaje importante del total producido en el mundo. También se extrae del gas natural que contiene sulfuro de hidrógeno que una vez separado se quema para obtener azufre:
:2 H2S + O2 → 2 S + 2 H2O
El color distintivo de Ío, la luna volcánica de Júpiter se debe a la presencia de diferentes formas de azufre en estado líquido, sólido y gaseoso; el azufre se encuentra, además, en varios tipos de meteoritos y se cree que la mancha oscura que puede observarse cerca del cráter lunar Aristarco puede ser un depósito de azufre.
Compuestos
Muchos de los olores desagradables de la materia orgánica se deben a compuestos que contienen azufre como el sulfuro de hidrógeno. Disuelto en agua es ácido (pKa1 = 7,00, pKa2 = 12,92) y reacciona con los metales. Los sulfuros metálicos se encuentran en la naturaleza, sobre todo el de hierro (pirita) que puede presentar resistencia negativa y la galena, sulfuro de plomo natural, en el que por vez primera se observó el efecto semiconductor del rectificado.
El nitruro de azufre polímero (SN)x, sintetizado en 1975 por Alan G. MacDiarmid y Alan J. Heeger, presenta propiedades metálicas, a pesar de estar constituido por no metales, e inusuales propiedades eléctricas y ópticas. Este trabajo sirvió de base para el posterior desarrollo, con Hideki Shirakawa, de plásticos conductores y semiconductores que motivó la concesión del Nobel de Química, en 2000, a los tres investigadores.
Los óxidos más importantes son el dióxido de azufre, SO2 que en agua forma una solución de ácido sulfuroso, y el trióxido de azufre, SO3, que en solución forma el ácido sulfúrico; siendo los sulfitos y sulfatos las sales respectivas.
Isótopos
Se conocen 18 isótopos del azufre, cuatro de los cuales son estables: S-32 (95,02%), S-33 (0,75%), S-34 (4,21%) y S-36 (0,02%). Aparte del S-35, formado al incidir la radiación cósmica sobre el argón-40 atmosférico y que tiene una vida media de 87 días, los demás isótopos radiactivos son de vida corta.
Precauciones
El disulfuro de carbono, el sulfuro de hidrógeno (sulfhídrico), y el dióxido de azufre deben manejarse con precaución.
El sulfhídrico y algunos de sus derivados, los mercaptanos, son bastante tóxicos (más que cianuro). Aunque muy maloliente incluso en concentraciones bajas, cuando la concentración se incrementa el sentido del olfato rápidamente se satura o se narcotiza desapareciendo el olor por lo que a las víctimas potenciales de la exposición les puede pasar desapercibida su presencia en el aire hasta que se manifiestan sus efectos, posiblemente mortales.
El dióxido de azufre reacciona con el agua atmosférica para producir la lluvia ácida. Irrita las mucosidades y los ojos y provoca tos al ser inhalado.
Los vapores del ácido sulfúrico pueden provocar hemorragias en los pulmones, llenandolos de sangre con la consiguientemente asfixia.
Referencias externas
- [http://enciclopedia.us.es/index.php/Azufre Enciclopedia Libre]
- [http://periodic.lanl.gov/elements/16.html Los Alamos National Laboratory - azufre]
- [http://www.webelements.com/webelements/elements/text/S/index.html WebElements.com - azufre]
- [http://environmentalchemistry.com/yogi/periodic/S.html EnvironmentalChemistry.com - azufre]
- [http://www.mtas.es/insht/ipcsnspn/nspn1166.htm Instituto Nacional de Seguridad e Higiene en el Trabajo de España]: Ficha internacional de seguridad química del azufre.
categoría:Elementos químicos
ja:硫黄
ko:황
simple:Sulfur
th:กำมะถัน
Fósforo (elemento)
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| General |
| Nombre, símbolo, número | Fósforo, P, 15 |
| Serie química | No metal |
| Grupo, periodo, bloque | 15, 3 , p |
| Densidad, dureza Mohs | 1823 kg/m³, __ |
| Apariencia | Incoloro/rojo/blanco plateado
125px |
| Propiedades atómicas |
| Peso atómico | 30,973761 uma |
| Radio medio† | 100 pm |
| Radio atómico calculado | 98 pm |
| Radio covalente | 106 pm |
| Radio de Van der Waals | 180 pm |
| Configuración electrónica | Ne]3s² 3p³ |
| Estados de oxidación (Óxido) | ±3, 5, 4 (levemente ácido) |
| Estructura cristalina | monoclínico |
| Propiedades físicas |
| Estado de la materia | Sólido |
| Punto de fusión | 317,3 K |
| Punto de ebullición | 550 K |
| Entalpía de vaporización | 12,129 kJ/mol |
| Entalpía de fusión | 0,657 kJ/mol |
| Presión de vapor | 20,8 Pa a 294 K |
| Velocidad del sonido | sin datos |
| Información diversa |
| Electronegatividad | 2,19 (Pauling) |
| Calor específico | 769 J/(kg
- K) |
| Conductividad eléctrica | 1,0 x 10-9 m-1·Ω-1 |
| Conductividad térmica | 0,235 W/(m
- K) |
| 1° potencial de ionización | 1011,8 kJ/mol |
| 2° potencial de ionización | 1907 kJ/mol |
| 3° potencial de ionización | 2914,1 kJ/mol |
| 4° potencial de ionización | 4963,6 kJ/mol |
| 5° potencial de ionización | 6273,9 kJ/mol |
| Isótopos más estables |
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El fósforo es un elemento químico de número atómico 15 y símbolo P. Es un no metal multivalente perteneciente al grupo del nitrógeno (grupo 15) que se encuentra en la naturaleza combinado en fosfatos inorgánicos y en organismos vivos pero nunca en estado nativo. Es muy reactivo y se oxida espontáneamente en contacto con el oxígeno atmosférico emitiendo luz, dando nombre al fenómeno de la fosforescencia.
Características principales
El fósforo común es un sólido ceroso de color blanco con un característico olor desagradable, pero puro es incoloro. Este no metal es insoluble en agua, y se oxida espontáneamente en presencia de aire formando pentóxido de fósforo, por lo que se almacena sumergido en agua.
Existen varias formas alotrópicas del fósforo siendo las más comunes el fósforo blanco y el rojo; ambos formando estructuras tetraédricas de cuatro átomos. El fósforo blanco, extremadamente tóxico e inflamable presenta dos formas, alfa y beta, con una temperatura de transición de -3,8 °C; expuesto a la luz solar o al calor (300ºC) se transforma en fósforo rojo en reacción exotérmica. Éste es más estable y menos volátil y tóxico que el blanco y es el que se encuentra normalmente en los laboratorios y con el que se fabrican la cerillas. El fósforo negro presenta una estructura similar al grafito y conduce la electricidad, es el más denso de los tres estados y no se inflama.
Aplicaciones
El ácido fosfórico concentrado, que puede contener entre 70 y 75% de pentóxido (P2O5) es importante para la agricultura, ya que forma los fosfatos empleados en la producción de fertilizantes.
- Los fosfatos se usan en la fabricación de cristales especiales para lámparas de sodio y en el recubrimiento interno de lámparas fluorescentes
- El fosfato monocálcio se utiliza como polvo de repostería.
- Es importante en la producción de acero y bronce.
- El fosfato trisódico se emplea como agente de limpieza para ablandar el agua y prevenir la corrosión de tuberías.
- El fósforo blanco tiene aplicaciones militares en bombas incendiarias, bombas de humo y balas trazadoras.
- También se usa en fósforos de seguridad, pirotecnia, pasta de dientes, detergentes, pesticidas, etc.
Rol biológico
Los compuestos de fósforo intervienen en funciones vitales para los seres vivos, por lo que está considerado como un elemento químico esencial. El fósforo inorgánico, por ejemplo, forma parte de las moléculas de ADN y ARN, las células lo utilizan para almacenar y transportar la energía mediante el adenosín trifosfato, y además es un elemento importante en el protoplasma celular y el tejido nervioso.
Historia
El fósforo —del latín phosphŏrus, y éste del griego φωσφόρος, portador de luz— antiguo nombre del planeta Venus, fue descubierto por el alquimista alemán Hennig Brand en 1669 en Hamburgo al destilar una mezcla de orina y arena (utilizó 50 cubos) mientras buscaba la piedra filosofal; al evaporar la urea obtuvo un material blanco que brillaba en la oscuridad y ardía con una llama brillante; desde entonces, las substancias que brillan en la oscuridad sin arder se las llama fosforescentes. Brand, la primera persona conocida que ha descubierto un elemento químico, mantuvo su descubrimiento en secreto pero otro alquimista alemán, Kunckel, lo redescubrió en 1677 y enseñó a Boyle la forma de obtenerlo.
Abundancia y obtención
Debido a su reactividad, el fósforo no se encuentra nativo en la naturaleza, pero forma parte de numerosos minerales. La apatita es una importante fuente de fósforo, existiendo importantes yacimientos en Marruecos, Rusia, EE.UU. y otros países.
La forma alotrópica blanca se puede obtener por distintos procedimientos; en uno de ellos, el fosfato tricálcico, obtenido de las rocas, se calienta en un horno a 1450ºC en presencia de sílice y carbono reduciendo el fósforo que se libera en forma de vapor.
:2Ca3(PO4)2 + 6 SiO2 +10 C → 6CaSiO3 + 10 CO + P4 - 3084 kJ
Precauciones
El fósforo blanco es extremadamente venenoso —una dosis de 50 mg puede ser fatal— muy inflamable por lo que se debe almacenar sumergido en agua, y en contacto con la piel provoca quemaduras. La exposición continua al fósforo provoca la necrosis de la mandíbula.
El fósforo rojo no se inflama espontáneamente en presencia de aire y no es tóxico, pero debe manejarse con precaución ya que puede producirse la transformación en fósforo blanco y la emisión de vapores tóxicos al calentarse.
Referencias externas
- [http://enciclopedia.us.es/index.php/F%F3sforo Enciclopedia Libre]
- [http://periodic.lanl.gov/elements/15.html Los Alamos National Laboratory - fósforo]
- [http://www.webelements.com/webelements/elements/text/P/index.html WebElements.com - fósforo]
- [http://environmentalchemistry.com/yogi/periodic/P.html EnvironmentalChemistry.com - fósforo]
- [http://www.mtas.es/insht/ipcsnspn/nspn0628.htm Instituto Nacional de Seguridad e Higiene en el Trabajo de España]: Ficha internacional de seguridad química del fósforo.
categoría:Minerales y oligoelementos
Categoría: Elementos químicos
ja:リン
ko:인
th:ฟอสฟอรัส
Oxígeno
El oxígeno es un elemento químico de número atómico 8 y símbolo O. En su forma molecular, O2, es un gas a temperatura ambiente. Representa aproximadamente el 20% de la composición de la atmósfera terrestre. Es uno de los elementos más importantes de la química orgánica y participa de forma muy importante en el ciclo energético de los seres vivos, esencial en la respiración celular de los organimos aeróbicos. Es un gas incoloro, inodoro e insípido. Existe una forma molecular formada por tres átomos de oxígeno, O3, denominada ozono cuya presencia en la atmósfera protege la Tierra de la inicidencia de radiación ultravioleta procedente del Sol.
Un átomo de oxígeno combinado con dos de hidrógeno forman una molécula de agua.
Características principales
En condiciones normales de presión y temperatura, el oxígeno se encuentra en estado gaseoso formando moléculas diatómicas (O2) que a pesar de ser inestables se generan durante la fotosíntesis de las plantas y son posteriormente utilizadas por los animales en la respiración (ver ciclo del oxígeno).
El oxígeno líquido y sólido tiene una ligera coloración azulada y en ambos estados es muy paramagnético. El oxígeno líquido se obtiene usualmente mediante la destilación fraccionada del aire líquido junto con el nitrógeno.
Reacciona con la práctica totalidad de los metales (exceptuando los metales nobles) provocando la corrosión.
Aplicaciones
La principal utilización del oxígeno es como oxidante ya que tiene una elevada electronegatividad, sólo superada por el flúor, así, por ejemplo, se usa oxígeno líquido en los motores de propulsión de los cohetes, mientras que en los procesos industriales y en el transporte el oxígeno para la combustión se toma directamente del aire. Otras aplicaciones industriales son la soldadura y la fabricación de acero y metanol.
La medicina también hace uso del oxígeno suministrándolo como suplemento a pacientes con dificultades respiratorias; y se emplean botellas de oxígeno en diversas prácticas deportivas como el submarinismo o laborales, en el caso de acceder a lugares cerrados, o escasamente ventilados, con atmósferas contaminadas (limpieza interior de depósitos, trabajo en salas de pintura, etc.)
El oxígeno provoca una respuesta de euforia en los que lo inhalan, por lo que históricamente se ha usado como divertimento, práctica que persiste hoy día. En el siglo XIX también se utilizó, mezclado con óxido nitroso como analgésico.
Historia
El oxígeno, del griego ὀξύς, ácido, y -geno, de la raíz γεν, generar, —nombre dado por Lavoisier en 1774 que a la postre se ha demostrado inexacto en la medida en que hay numerosos ácidos que no contienen oxígeno— fue descubierto por el farmaceútico sueco Karl Wilhelm Scheele en 1771, pero su trabajo no obtuvo reconocimiento inmediato y en ocasiones se atribuye a Joseph Priestley quien lo descubrió independientemente el 1 de agosto de 1774.
Abundancia y obtención
Es el elemento más abundante de la corteza terrestre (un 46,7% estimado), y de los océanos (en torno al 87% como componente del agua) y el segundo en la atmósfera (cerca del 20%).
Los óxidos de metales, silicatos (SiO44-) y carbonatos (CO32-) se encuentran con frecuencia en rocas y suelo. En la atmósfera se encuentra como oxígeno molecular, O2, dióxido de carbono y en menor proporción como monóxido de carbono (CO), ozono (O3), dióxido de nitrógeno (NO2), monóxido de nitrógeno (NO), dióxido de azufre (SO2), etc.
En los planetas exteriores (más alejados del Sol) y en cometas se encuentra agua congelada y otros compuestos de oxígeno, por ejemplo, en Marte hay dióxido de carbono congelado. El espectro de este elemento también se aprecia a menudo en las estrellas.
Compuestos
Su alta electronegatividad le hace reaccionar con casi cualquier elemento químico exceptuando los pocos gases nobles. El compuesto más notable del oxígeno es el agua (H2O); otros compuestos bien conocidos son el dióxido de carbono, los alcoholes (R-OH), aldehídos, (R-CHO), y ácidos carboxílicos (R-COOH).
Los radicales clorato (ClO3-), perclorato (ClO4-), cromato (CrO42-), dicromato (Cr2O72-), permanganato (MnO4-) y nitrato (NO3-) son fuertes agentes oxidantes. Los Epóxidos son éteres en los que el átomo de oxígeno forma parte de un anillo de tres átomos.
El Ozono (O3) se forma mediante descargas eléctricas en presencia de oxígeno molecular (durante las tormentas eléctricas por ejemplo). Se ha encontrado en el oxígeno líquido, en pequeñas cantidades, una doble molécula de oxígeno (O2)2.
Rol biológico
El oxígeno respirado por los organismos aerobios, liberado por la plantas mediante la fotosíntesis, participa en la conversión de nutrientes en energía (ATP). Su disminución provoca hipoxemia y la falta total de él anoxia pudiendo provocar la muerte del organismo.
Isótopos
Oxígeno tiene tres isótopos estables y diez radioactivos. Los radioisótopos todos tienen una vida media de menos de tres minutos.
Precauciones
El oxígeno puede ser tóxico a elevadas presiones parciales.
Algunos compuestos como el ozono, el peróxido de hidrógeno y radicales hidroxilo son muy tóxicos. El cuerpo humano ha desarrollado mecanismos de protección contras estas especies tóxicas. Por ejemplo la glutación actúa como antioxidante, al igual que la bilirrubina (un producto derivado del metabolismo de la hemoglobina).
Las atmósferas ricas en oxígeno en presencia de materiales combustibles son susceptibles de provocar incendios que se propagan con gran rapidez así como explosiones. Otro tanto sucede si las fuentes de oxígeno son cloratos, percloratos, dicromatos, etc.; estos compuestos con alto poder oxidante, pueden además provocar quemaduras químicas.
Véase también
- Anoxia
- Ciclo del oxígeno
Referencias externas
- [http://enciclopedia.us.es/index.php/Ox%EDgeno Enciclopedia Libre]
- [http://periodic.lanl.gov/elements/8.html Los Alamos National Laboratory - Oxygen]
- [http://www.webelements.com/webelements/elements/text/O/index.html WebElements.com - Oxygen]
- [http://environmentalchemistry.com/yogi/periodic/O.html EnvironmentalChemistry.com - Oxygen]
- [http://education.jlab.org/itselemental/ele008.html It's Elemental - Oxygen]
- [http://www.mtsinai.org/pulmonary/papers/ox-hist/ox-hist-intro.html Oxygen Therapy - The First 150 Years]
- [http://members.tripod.com/tjaartdb0/html/oxygen_toxicity.html Oxygen Toxicity]
- [http://www.mtas.es/insht/ipcsnspn/nspn0138.htm Instituto Nacional de Seguridad e Higiene en el Trabajo de España]: Ficha internacional de seguridad química del oxígeno licuado.
Categoría: Elementos químicos
als:Sauerstoff
ja:酸素
ko:산소
ms:Oksigen
simple:Oxygen
th:ออกซิเจน
Selenio
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| General |
| Nombre, símbolo, número | Selenio, Se, 34 |
| Serie química | No metal |
| Grupo, periodo, bloque | 16, 4 , p |
| Densidad, dureza Mohs | 4790 kg/m³(300K), 2 |
| Apariencia | gris metálico
125px |
| Propiedades atómicas |
| Peso atómico | 78,96 uma |
| Radio medio† | 115 pm |
| Radio atómico calculado | 103 pm |
| Radio covalente | 116 pm |
| Radio de Van der Waals | 190 pm |
| Configuración electrónica | Ar]3d104p44s² |
| Estados de oxidación (óxido) | ±2,4,6 (ácido fuerte) |
| Estructura cristalina | Hexagonal |
| Propiedades físicas |
| Estado de la materia | sólido (__) |
| Punto de fusión | 494 K |
| Punto de ebullición | 957,8 K |
| Entalpía de vaporización | 26,3 kJ/mol |
| Entalpía de fusión | 6,694 kJ/mol |
| Presión de vapor | 0,695 Pa a 494 K |
| Velocidad del sonido | 3350 m/s a 293,15 K |
| Información diversa |
| Electronegatividad | 2,48 (Pauling) |
| Calor específico | 320 J/(kg
- K) |
| Conductividad eléctrica | 1,0 x 10-10 x 106 m-1·Ω-1 |
| Conductividad térmica | 2,04 W/(m
- K) |
| 1° potencial de ionización | 941 kJ/mol |
| 2° potencial de ionización | 2045 kJ/mol |
| 3° potencial de ionización | 2973,7 kJ/mol |
| 4° potencial de ionización | 4144 kJ/mol |
| Isótopos más estables |
| iso. | AN | Vida media | MD | ED MeV | PD |
| 72Se | Sintético | 8,4 d | ε | 0,335 | 72As |
| 74Se | 0,87% | Se es estable con 40 neutrones |
| 75Se | Sintético | 119,779 d | ε | 0,864 | 75As |
| 76Se | 9,36% | Se es estable con 42 neutrones |
| 77Se | 7,63% | Se es estable con 43 neutrones |
| 78Se | 23,78% | Se es estable con 44 neutrones |
| 79Se | Sintético | 1,13 x 106 a | β | 0,151 | 79Br |
| 80Se | 49,61% | Se es estable con 46 neutrones |
| 82Se | 8,73% | 1,08 x 1020 y | β | 2,995 | 82Kr |
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El selenio es un elemento químico de la tabla periódica cuyo símbolo es Se y su número atómico es 34.
Características principales
El selenio se puede encontrar en varias formas alotrópicas. El selenio amorfo existe en dos formas, la vítrea, negra, obtenida al enfriar rápidamente el selenio líquido, funde a 180 ºC y tiene una densidad de 4,28 g/cm³, la roja, coloidal, se obtiene en reacciones de reducción; el selenio gris cristalino de estructura hexagonal, la forma más común, funde a 220,5 ºC y tiene una densidad de 4,81 g/cm³; y la forma roja, de estructura monoclínica, funde a 221 ºC y tiene una densidad de 4,39 g/cm³.
Es insoluble en agua y alcohol, ligeramente soluble en disulfuro de carbono y soluble en éter.
Exhibe el efecto fotoeléctrico, convirtiendo la luz en electricidad, y, además, su conductividad eléctrica aumenta al exponerlo a la luz. Por debajo de su punto de fusión es un material semiconductor tipo p.
Aplicaciones
El selenio se usa en varias aplicaciones eléctricas y electrónicas, entre otras células solares y rectificadores. En fotografía se emplea para intensificar e incrementar el rango de tonos de las fotografías en blanco y negro y la durabilidad de las imágenes, así como en xerografía. Se añade a los aceros inoxidables y se utiliza como catalizador en reacciones de deshidrogenación.
- El seleniato de sodio se usa como insecticida, en medicina para el control de enfermedades animales y, al igual que el arsénico, en la fabricación de vidrio para eliminar el color verde causado por las impurezas de hierro.
- El selenito de sodio también se emplea en la industria del vidrio y como aditivo para suelos pobres en selenio y el selenito de amonio en la fabricación de vidrio y esmalte rojos.
- Los sulfuros se usan en medicina veterinaria y champús anticaspa.
- El dióxido de selenio es un catalizador adecuado para la oxidación, hidrogenación y deshidrogenación de compuestos orgánicos.
- La adición de selenio mejora la resistencia al desgaste del caucho vulcanizado.
Papel biológico
El selenio es un micronutriente para todas las formas de vida conocidas que se encuentra en el pan, los cereales, el pescado, las carnes y los huevos. Es antioxidante, ayuda a neutralizar los radicales libre, induce la apoptosis, estimula el sistema inmunológico e interviene en el funcionamiento de la glándula tiroides. Está presente en el aminoácido selenocisteina. Las investigaciones realizadas han mostrado la existencia de una correlación entre el consumo de suplementos de selenio y la prevención del cáncer en humanos.
La deficiencia de selenio es relativamente rara, pero puede darse en pacientes con disfunciones intestinales severas o con nutrición exclusivamente parenteral, así como en poblaciones que dependan de alimentos cultivados en suelos pobres en selenio. La ingesta diaria recomendada para adultos es de 55-70 μg; más de 400 μg puede provocar efectos tóxicos (selenosis).
Historia
El selenio (del griego σελήνιον, resplandor de la Luna) fue descubierto en 1817 por Jöns Jacob Berzelius. Al visitar la fábrica de ácido sulfúrico de Gripsholm observó un líquido pardo rojizo que calentado al soplete desprendía un olor fétido que se consideraba entonces característico y exclusivo del telurio —de hecho su nombre deriva de su relación con este elemento ya que telurio proviene del latín Tellus, la Tierra— resultando de sus investigaciones el descubrimiento del selenio. Más tarde, el perfeccionamiento de las técnicas de análisis permitió detectar su presencia en distintos minerales pero siempre en cantidades extraordinariamente pequeñas.
Abundancia y obtención
El selenio se encuentra muy distribuido en la corteza terrestre en la mayoría de las rocas y suelos se halla en concentraciones entre 0,1 y 2,0 ppm. Raramente se encuentra en estado nativo obteniéndose principalmente como subproducto en el refino del cobre ya que aparece en los lodos de electrólisis junto al telurio (5-25% Se, 2-10% Te). La producción comercial se realiza por tostación con cenizas de sosa o ácido sulfúrico de los lodos.
Primeramente se añade un aglomerante de cenizas de sosa y agua a los lodos para formar una pasta dura que se extruye o corta en pastillas para proceder a su secado. La pasta se tuesta a 530-650 ºC y se sumerge en agua resultando selenio hexavalente que se disuelve como selenato de sodio (Na2SeO4). Este se reduce a seleniuro de sodio calentándolo de forma controlada obteniendo una solución de un vivo color rojo. Inyectando aire en la solución el seleniuro se oxida rápidamente obteniéndose el selenio. La reducción del selenio hexavalente también puede hacerse empleando ácido clorhídrico concentrado, o sales ferrosas y iones cloro como catalizadores.
El segundo método consiste en mezclar los lodos de cobre con ácido sulfúrico tostando la pasta resultante a 500-600 ºC para obtener dióxido de selenio que rápidamente se volatiliza a la temperatura del proceso. Este se reduce a selenio elemental durante el proceso de lavado con dióxido de azufre y agua, pudiendo refinarse posteriormente hasta alcanzar purezas de 99,5-99,7% de selenio.
Los recursos de selenio asociados a los depósitos de cobre identificados rondan las 170.000 toneladas y se estima que existen alrededor de 425.000 toneladas más en depósitos de cobre y otros metales aún no explotados. El carbón suele contener entre 0,5 y 12 ppm de selenio, es decir, unas 80 o 90 veces el promedio que se encuentra en las menas de cobre, sin embargo su recuperación no se prevé que pueda realizarse en un futuro próximo.
Isótopos
El selenio-75 se emplea en radiodiagnóstico como trazador en la visualización de tumores malignos.
Precauciones
El selenio está considerado un elemento peligroso para el medio ambiente por lo que sus compuestos deben almacenarse en áreas secas evitando filtraciones que contaminen las aguas. Los residuos de selenio se tratan en solución ácida con sulfito de sodio, calentándolo después para obtener el selenio elemental que presenta una menor biodisponibilidad.
Referencias externas
- [http://periodic.lanl.gov/elements/34.html Los Alamos National Laboratory - Selenio]
- [http://www.atsdr.cdc.gov/es/phs/es_phs92.html ATSDR en Español - Resumen de Salud Pública para selenio]
- [http://www.atsdr.cdc.gov/es/toxfaqs/es_tfacts92.html ATSDR en Español - ToxFAQs™ para selenio]
- [http://enciclopedia.us.es/index.php/Selenio Enciclopedia Libre]
- [http://environmentalchemistry.com/yogi/periodic/Se.html EnvironmentalChemistry.com - Selenium]
- [http://www.mtas.es/insht/ipcsnspn/nspn0072htm Instituto Nacional de Seguridad e Higiene en el Trabajo de España]: Ficha internacional de seguridad química del selenio
- [http://www.cc.nih.gov/ccc/supplements/selen.html National Institutes of Health - Selenio]
- [http://www.webelements.com/webelements/elements/text/Se/index.html WebElements.com - Selenium]
Categoría: Elementos químicos
ja:セレン
Tabla periódica de los elementos
- Lista de elementos por símbolo
- Listado alfabético de elementos químicos
- Dmitri Mendeleyev, el inventor de la tabla periódica.
Enlaces externos
- [http://www.enodisoft.tk/ EQTabla] Tabla periódica con datos, gráficas y recursos relacionados.
- [http://www.juntadeandalucia.es/averroes/~jpccec/tablap/ Los elementos químicos]
- [http://www.geocities.com/tablaperiodica88/ Tabla periódica 8×8] y otras variantes.
- [http://www.fincher.org/Misc/mayan.shtml Tabla periódica estilo "calendario maya"], organizada de acuerdo a los orbitales atómicos (configuración electrónica); en inglés.
- [http://www.librys.com/sistemaperiodico/ Relación de tablas periódicas]
Categoría:Elementos químicos
als:Periodensystem
ja:周期表
ko:주기율표
ms:Jadual berkala
simple:Periodic table
th:ตารางธาตุ
Listado alfabético de elementos químicosEsta es una lista de elementos químicos por nombre. Dado es el símbolo, número atómico, masa atómica y números del grupo y periodo de la tabla periódica de los elementos de cada elemento.
Notas
- Este elemento no tiene isótopos estables, y el valor entre corchetes (como [209]) indica el número de masa del isótopo más estable. Sin embargo, tres elementos, torio, protactinio y uranio, tienen una composición isotópica característica en la Tierra y por eso se incluye su masa atómica.
- La composición isotópica de este elemento puede variar más de lo que se establece en la lista.
- La composición isotópica de este elemento puede variar en materiales comerciales, así que la masa atómica puede ser diferente al valor dado.
- La composición isotópica de este elemento es variable, por lo cual no se puede proporcionar un valor más preciso de la masa atómica.
- La masa atómica de litio comercial puede variar entre 6.939 y 6.996.
Fuentes
- Atomic Weights of the Elements 2001, [http://www.iupac.org/publications/pac/2003/7508/7508x1107.html Pure Appl. Chem. 75(8), 1107-1122, 2003]. Actual el 30 de junio de 2005. Masas atómicas de elementos con números atómicos entre 1 y 109 tomado de esta fuente.
- [http://www.webelements.com/ WebElements Periodic Table]. Actual el 30 de junio de 2005. Masas atómicas de elementos con números atómicos entre 110 y 118 tomado de esta fuente.
Véase también
- Tabla periódica de los elementos
- Lista de elementos por símbolo
Category:Elementos químicos
ja:元素の一覧 (名前順)
Lista de elementos por símbolo
Enlaces relacionados: Tabla periódica de los elementos, Química
Enlaces de interés: [http://www.webelements.es Webelements], [http://gperiodic.seul.org/ Aplicación gperiodic para GNU/Linux]
categoría:Elementos químicos
ja:元素の記号順一覧
ko:기호 순 원소 목록
simple:List of elements by symbol
th:รายชื่อของธาตุตามสัญลักษณ์
Número atómicoEl número atómico es el número de protones en un núcleo atómico. Se suele representar con la letra Z.
Siendo en un elemento en estado neutro (sin carga eléctrica) el número de protones igual al de electrones, el número atómico también define el nivel de llenado de los sucesivos orbitales electrónicos del átomo, característica que es la que realmente refleja la tabla periódica, de suerte que si bien son de esperar propiedades similares en elementos con números atómicos consecutivos, no lo es menos que igual o mayor afinidad en las propiedades se encuentra entre elementos verticalmente adyacentes en la tabla. Teniendo en cuenta la precisión anterior, bien puede afirmarse que el número atómico define la mayoría de las propiedades de los elementos químicos.
Listado de elementos químicos por número atómico.
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Véase también
- Propiedades periódicas.
categoría:Propiedades químicas
als:Ordnungszahl
ja:原子番号
ko:원자 번호
th:เลขอะตอม
Serie químicaUna serie química o familia es un grupo de elementos químicos que tienen propiedades físicas y químicas similares, variando éstas de forma más o menos importante dentro del grupo. Estas familias se han delimitado atendiendo a distintos criterios: configuración electrónica, carácter metálico, etcétera.
Antes de la creación de la tabla periódica de los elementos, que se construyó intentando organizar los elementos según sus propiedades químicas, ya se habían observado algunas familias.
Algunas familias corresponden exactamente con grupos (columnas) de la tabla periódica; esto no es una coincidencia, puesto que las propiedades físicas de los elementos de un grupo provienen de tener una configuración electrónica similar, que hace que estos elementos se coloquen en el mismo grupo de tabla periódica.
Ordenados en grupos (columnas) son importantes y tienen un nombre reconocido:
- Alcalinos (grupo 1)
- Alcalinotérreos (grupo 2)
- Halógenos (grupo 17)
- Gases nobles (grupo 18)
Los otros grupos suelen ser llamados por el nombre del elemento cabecera del grupo: el grupo 16 es el grupo del oxígeno, el 14 es el grupo del carbono, etcétera. También reciben otros nombres en desuso:
- Metales de acuñar (cobre, plata y oro: grupo 11)
- Elementos térreos: grupo del boro (grupo 13)
- Elementos carbonoides: grupo del carbono (grupo 14)
- Elementos nitrogenoides: grupo del nitrógeno (grupo 15)
- Elementos calcógenos o anfígenos: grupo del oxígeno (grupo 16)
Es frecuente dividir a los elementos en bloques dentro de la tabla periódica:
- Bloque s
- Bloque p
- Bloque d
- Bloque f
- Bloque g
A los elementos del bloque f también se les conoce como "tierras raras" o "elementos de transición interna". Se dividen en dos series y lo normal es llamarlos por los nombres de estas dos series:
- Lantánidos
- Actínidos
Los elementos del grupo s y p son conocidos conjuntamente como:
- Elementos representativos
Según las características metálicas de los elementos, éstos también pueden ser divididos de la siguiente forma:
- Metales alcalinos y metales alcalinotérreos
- Metales de transición (y metales de transición interna)
- Metales del bloque p
- Metaloides o semimetales
- No metales
Aunque la frontera entre metales y no metales es difusa.
Finalmente, otras familias de elementos:
- Metales nobles (rutenio, osmio, rodio, iridio, paladio, platino, plata y oro)
- Grupo del platino (rutenio, osmio, rodio, iridio, paladio y platino)
category:Química inorgánica
ja:元素の分類
ko:화학 계열
Grupo de la tabla periódicaUn grupo de la tabla periódica es una columna de la tabla periódica de los elementos. Hay 18 grupos en la tabla periódica estándar.
No es coincidencia que muchos de estos grupos correspondan a conocidas familias de elementos químicos: la tabla periódica se ideó para ordenar estas familias de una forma coherente y fácil de ver.
La explicación moderna del ordenamiento en la tabla periódica es que los elementos de un grupo tienen configuraciones electrónicas similares en los niveles de energía más exteriores; y como la mayoría de las propiedades químicas dependen profundamente de las interacciones de los electrones que están colocados en los niveles más externos, esto hace que los elementos de un mismo grupo tengan propiedades físicas y químicas parecidas.
Numeración de los grupos
Actualmente la forma en la que se suelen numerar los 18 grupos es empleando el sistema recomendado por la IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry) en 1985, que consiste en utilizar números arábigos. De esta forma la primera columna es el grupo 1, la segunda el grupo 2, y así hasta la decimoctava que corresponde al grupo 18.
Anteriormente a la forma de la IUPAC existían dos maneras de nombrar los grupos, un sistema europeo y otro estadounidense, ambos cada vez más en desuso. Éstas emplean números romanos y letras. En el sistema europeo primero se pone el número romano y luego una A si el elemento está a la izquierda o una B si lo está a la derecha. En el estadounidense se hace lo mismo pero la A se pone cuando se trata de un elemento representativo (grupos 1, 2 y 13 a 18) y una B en el resto.
Se listan a continuación los grupos (entre paréntesis los antiguos sistemas: europeo y estadounidense):
- Grupo 1 (IA,IA): alcalinos
- Grupo 2 (IIA,IIA): alcalinotérreos
- Grupo 3 (IIIA,IIIB)
- Grupo 4 (IVA,IVAB)
- Grupo 5 (VA,VB)
- Grupo 6 (VIA,VIB)
- Grupo 7 (VIIA,VIIB)
- Grupo 8 (VIIIA,VIIIB)
- Grupo 9 (VIIIA,VIIIB)
- Grupo 10 (VIIIA,VIIIB)
- Grupo 11 (IB,IB): metales de acuñar (nombre no recomendado por la IUPAC)
- Grupo 12 (IIB,IIB)
- Grupo 13 (IIIB,IIIA): grupo del boro
- Grupo 14 (IVB,IVA): grupo del carbono
- Grupo 15 (VB,VA): grupo del nitrógeno
- Grupo 16 (VIB,VIA): grupo del oxígeno
- Grupo 17 (VIIB,VIIA): halógenos
- Grupo 18 (VIIIB,VIIIA): gases nobles
ja:元素の族
ko:주기율표 족
th:หมู่ในตารางธาตุ
Periodo de la tabla periódicaEn la tabla periódica de los elementos, un periodo es cada fila de la tabla.
El número de niveles energéticos que tiene un átomo determina el periodo al que pertenece. Cada nivel está dividido en distintos subniveles, que conforme aumenta su número atómico se van llenado en este orden (véase configuración electrónica):
1s
2s 2p
3s 3p
4s 3d 4p
5s 4d 5p
6s 4f 5d 6p
7s 5f 6d 7p
8s 5g 6f 7d 8p
...
Y esta es la razón de la estructura que presenta la tabla periódica. Puesto que los electrones situados en niveles más externos determinan en gran medida las propiedades químicas, estos tienden a ser similares dentro de un grupo de la tabla periódica.
Dos elementos adyacentes en un grupo tienen propiedades físicas parecidas, a pesar de la significativa diferencia de masa. Dos elementos adyacentes en un periodo tienen masa similar, pero propiedades diferentes.
Véase también
- Elementos del periodo 1
- Elementos del periodo 2
- Elementos del periodo 3
- Elementos del periodo 4
- Elementos del periodo 5
- Elementos del periodo 6
- Elementos del periodo 7
ja:元素の周期
ko:주기율표 주기
th:คาบในตารางธาตุ
Elementos del grupo 16El grupo de los anfígenos es el grupo 16 de la tabla periódica de los elementos, formado por los siguientes elementos: Oxígeno (O), Azufre (S), Selenio (Se), Teluro (Te) y Polonio (Po). El término anfígeno significa formador de ácidos y bases.
Aunque todos ellos tienen seis electrones de valencia, sus propiedades varían de no metálicas a metálicas, en cierto grado conforme aumenta su número atómico.
También varía su abundancia con el número atómico, pero inversamente, siendo el Oxígeno muy abundante (50% de la superficie del planeta) y el Polonio muy raro.
Las combinaciones hidrogenadas de los elementos de este grupo, salvo el agua, son tóxicas.
El Oxígeno y el Azufre se utilizan ampliamente en la industria y el Teluro y el Selenio en la fabricación de semiconductores.
Categoría:Elementos químicos por grupo
Elementos del bloque pLos elementos del bloque p (de principal) son aquellos situados en los grupos 13 a 18 de la tabla periódica de los elementos. En estos elementos el nivel energético más externo corresponde a orbitales p (véase la configuración electrónica). La configuración electrónica externa de estos elementos es: ns²npx (x=1 a 6, siendo 1 para el primer grupo, 2 para el segundo, etc.)
imagen:bloques_tabla_periódica.png
En el diagrama se muestra la tabla periódica dividida en bloques. Estos elementos tienen propiedades parecidas dentro de un grupo (columna). Los grupos se denominan normalmente refiriéndose al elemento cabecera del grupo en los cuatro primeros (se listan los estados de oxidación más comunes):
- Grupo del boro (grupo 13); +3, -3, +1 (en los más pesados).
- Grupo del carbono (grupo 14); +4, -4, +2 (en los más pesados).
- Grupo del nitrógeno (grupo 15); +5, +3, -3.
- Grupo del oxígeno (grupo 16); -2, +2, +4.
- Halógenos (grupo 17); -1.
- Gases nobles
Otros bloques:
- grupo del nitrógeno o nitrogenoideos
- Bloque s
- Bloque d
- Bloque f
- Bloque g
categoría:Grupo de elementos químicos
ja:Pブロック元素
th:บล็อก-p
DurezaLa dureza (en inglés, hardness) es la capacidad que tiene un material de soportar esfuerzos sin deformarse permanentemente. No debe confundirse con la tenacidad (en inglés, toughness). Hay diversas formas de medir la dureza, si bien la mayoría consiste en utilizar un pequeño indentador, es decir, un dispositivo que trata de penetrar el material, que puede ser un pequeño balín o una aguja.
Escala de Mohs
En mineralogía se utiliza la escala de Mohs, creada por el austríaco Friedrich Mohs, que mide la resistencia al rayado de los materiales.
Escalas de uso industrial
En metalurgia la dureza se mide mide mediante el ensayo de penetración. Dependiendo del tipo de punta empleada y del rango de cargas aplicadas, existen diferentes escalas, adecuadas para distintos rangos de dureza.
El interés de la determinación de la dureza de los metales, estriba en la correlación existente entre la dureza y la resistencia mecánica en los aceros al carbono, siendo un método de ensayo más económico y rápido que el ensayo de tracción, por lo que su uso está muy extendido.
Hasta la aparición de la primera máquina Brinell para la determinación de la dureza, ésta se medía de forma cualitativa empleando una lima de acero templado que era el material más duro que se empleaba en los talleres.
Escalas de uso industrial actuales
Dureza Brinell: Emplea como punta una bola de acero. Para materiales duros, es poco exacta.
Dureza Rockwell: Se utiliza como punta un cono de diamante (en algunos casos bola de acero). Es la más extendida, ya que la dureza se obtiene por medición directa y es apto para todo tipo de materiales. Se suele considerar un ensayo no destructivo por el pequeño tamaño de la huella.
Existe una variante del ensayo, llamada Rockwell superficial, para la caracterización de piezas muy delgadas, como cuchillas de afeitar o capas de materiales que han recibido algún tratamiento de endurecimiento superficial.
Dureza Webster: Emplea máquinas manuales en la medición, siendo apto para piezas de difícil manejo como perfiles largos extruidos. El valor obtenido se suele convertir a valores Rockwell.
Dureza Vickers: Emplea como penetrador un diamante con forma de pirámide cuadrangular. Para materiales blandos, los valores Vickers coinciden con los de la escala Brinell.
Categoría:Ingeniería mecánica
Categoría:Mineralogía
ja:硬さ
Color
El color es un fenómeno físico de la luz, relacionado con las diferentes longitudes de onda en la zona visible del espectro electromagnético, que perciben las personas y algunos animales a través de los órganos de la visión, como una sensación que nos permite diferenciar los objetos del espacio con mayor precisión. Todo cuerpo iluminado absorbe todas o parte de las ondas electromagnéticas y refleja las restantes. Las ondas reflejadas son analizadas por el ojo e interpretadas cómo colores según las longitudes de ondas correspondientes (ver tabla de longitud de onda ). El ojo humano sólo percibe el color cuando la iluminación es abundante. Con poca luz vemos en blanco y negro.
Algunos enfermedades como el daltonismo o la acromatopsia no permiten ver los colores bien.
En el reino animal los mamíferos no suelen diferenciar bien los colores, las aves en cambio si.
Por regla general los animales nocturnos ven en blanco y negro.
El color blanco resulta de la superposición de todos los colores, mientras que el negro es la ausencia de luz. Una luz blanca puede ser descompuesta en todos los colores (el espectro) por medio de un prisma. En la naturaleza esta descomposición da lugar al arco iris.
Con frecuencía, éstas longitudes de ondas, que llamamos "colores" y que forman parte de sólo un segmento muy pequeño de todo el espectro electrómagnetico de la luz solar, son dispuestos o distribuidos en lo que, en el mundo del Arte, se conoce como el círculo cromático, Isaac Newton, fue uno de los primeros en estudar el fenomeno de la luz y la teoría del color; uno de sus experimentos más famosos lo constituye la creación de un círculo cromático giratorio, llamado por algunos "Circulo de Newton", el cual es un circulo, sobre el cual, se han dispuesto Secciones Circulares (con en forma de trozos de pastel) colocados en forma equidistante con restecto al centro del circulo y con restecto a unos de otros. Cada uno de estos sectores circulares, está pintado con uno de los colores del espectro solar, en su orden corelativo (rojo, anaranjado, amarillo, verde, azul y violeta)... Al hacer girar a gran velocidad éste círculo cromático mediante un mecanismo de engranajes bien dispuestos para tal fin, la superficie del circulo se torna de color blanco, desaparenciendo momentaneamente cada uno de los sectores circulares coloreados... Al detenerse el circulo, desaparece el color Blanco y de nuevo, reaparecen los colores anteriormente mencionados dispuestos en sectores circulares.
Sistemas de representación del color
Un modelo de color es un modelo matemático abstracto que describe la forma en que los colores pueden ser representados como tuples de números, normalmente tres o cuatro valores o componentes de color. A continuación se presenta un listado de los modelos o sistemas que describen formas de modelar los colores:
- Sistema de colores espectrales primarios RGB
- Sistema de televisión NTSC
- Sistema cromático de diferencias de color YUV
- Sistema cromático XYZ
- Sistema cromático IHS
- CMYK
- HSV
- Codificación hexadecimal del color
Codificación hexadecimal del color
Codificación hexadecimal del color
Colores Primarios
Existen dos conjuntos de colores primarios. Los primarios aditivos sirven para generar todos los otros colores por medio de combinación de luces o de puntos en una pantalla. Estos son el rojo, el verde y el azul, que corresponden aproximadamente con los tres picos de sensibilidad de los tres sensores de color en nuestros ojos. Estos son los colores que se utilizan en un monitor de computadora o una pantalla de televisión.
Los primarios sustractivos sirven para generar todos los otros colores cuando se mezclan pinturas o tintas. Aunque tradicionalmente se han utilizado como primarios sustractivos el rojo, el amarillo y el azul, los verdaderos primarios sustractivos son el magenta, el cian y el amarillo. Son estos los tres colores que encontramos en el cartucho de color de una moderna impresora de inyección de tinta.
- Rojo y sus matices:
- carmesí
- color bermellón
- escarlata
- grana
- carmín
- Rosado
- Amarillo y sus matices:
- color ocre
- color pajizo
- Azul y sus matices:
- celeste
Otros matices
celeste
- verde
- Violeta_(color)
- anaranjado
- añil
- magenta
- morado
- bermejo
- azabache
- alazán
- color lila
- color sepia
- cían
- marrón
- beige
- trigueño
- negro, ausencia de color
- blanco, presencia de todos los colores
- color pardo, obscurecimiento de un(os) color(es)que se perciben más con los bastones
- que con los conos
- . Células fotosensibles de la retina del ojo humano.
- color fosforescente, color que resalta su brillo después de absorber luz.
- Color prieto, grado de obscurecimiento de un color que le dificulta distinguirse del negro.
- Gules
- Azur
- Sinople.
- color sable
- leonado
- oro
- púrpura
- sanguíneo
Véase también
- RGB
- CMY(K)
- HTML (colores)
- Colores HTML (tabla 1)
- Colores HTML (tabla 2)
- Colores Web (paleta restringida)
Enlaces externos
- [http://www.txipinet.com/gui2.php#color Diseño de GUIs]
- [http://www.desarrolloweb.com/articulos/1444.php?manual=47 Teoria del color]
Categoría:Óptica
Categoría:Color
ja:色
ko:색
simple:Color
Peso atómicoMasa de un átomo correspondiente a un determinado elemento químico. Se suele utilizar la uma (u) como unidad de medida. Donde u.m.a son siglas que significan "unidad de masa atómica". Esta unidad también suele denominarse Dalton (Da) en honor al químico inglés John Dalton.
Equivale a una doceava parte de la masa del núcleo del isótopo más abundante del carbono, el carbono-12. Se corresponde aproximadamente con la masa de un protón (o un átomo de hidrógeno). Se abrevia como "uma", aunque también puede encontrarse por su acrónimo inglés "amu" (Atomic Mass Unit).
Las masas atómicas de los elementos químicos se suelen calcular con la media ponderada de las masas de los distintos isótopos de cada elemento teniendo en cuenta la abundancia relativa de cada uno de ellos, lo que explica la no correspondencia entre la masa atómica en umas, de un elemento, y el número de nucleones que alberga el núcleo de su isótopo más común.
En cambio, la masa atómica de un isótopo sí coincide aproximadamente con la masa de sus nucleones. Esta diferencia es debida a que los elementos no están formados por un solo isótopo si no por una mezcla con unas ciertas abundancias para cada uno de ellos. Mientras que cuando medimos la masa de un isótopo en concreto no tenemos en cuenta las abundancias. De todas formas ni siquiera la masa atómica de los isótopos equivale a la suma de las masas de los nucleones. Esto es debido al defecto de masa.
Ejemplo:
Para calcular la masa atómica del litio haremos lo siguiente:
:El litio consta de dos isótopos estables el Li-6 (7,59%) y el Li-7 (92,41%). Así pues los cálculos serán como siguen:
:El valor resultante, como era de esperar, está entre los dos anteriores aunque más cerca del Li-7, más abundante.
categoría:Propiedades químicas categoría:Física nuclear y de partículas
ko:원자 질량
th:มวลอะตอม
Unidad de masa atómicaUna unidad de masa atómica, también denominada uma, o Dalton en honor del químico John Dalton, es la más pequeña unidad de masa usada para expresar masas atómicas y masas moleculares.
Equivale a una doceava parte de la masa del núcleo del isótopo más abundante del carbono: el 12C. Se corresponde aproximadamente con la masa de un protón (o un átomo de hidrógeno). Se abrevia como uma, aunque también puede encontrarse por su acrónimo inglés: amu (Atomic Mass Unit).
Las masas atómicas de los elementos químicos dadas en esta unidad suelen ser calculadas con la media ponderada de las masas de los distintos isótopos de cada elemento, lo que explica la aparente no correspondencia entre la masa atómica de un elemento y el número de nucleones que alberga su núcleo.
: 1 uma = 1.67 · 10-27 kg
: 1 g ~ 6 · 1023 uma
Por ejemplo, la masa atómica del silicio es de 28,1 uma.
Numéricamente es igual a la masa atómica expresada en g/mol (gramos por mol), es decir, igual a la masa de NA átomos o moléculas de una sustancia expresada en gramos.
Véase también
- Macromolécula
- Lista de constantes físicas
Categoría:Constantes físicas
categoría:Unidades de masa
ja:原子質量単位
th:หน่วยมวลอะตอม
Radio atómicoEl radio atómico es la distancia entre el núcleo del átomo y el electrón estable más alejado del mismo. Se suele medir en picómetros (1 pm=10-12 m) o Angstroms (1 Å=10-10 m).
Al ser los núcleos y los electrones partículas cuánticas, sometidas al principio de indeterminación de Heisenberg, las medidas directas de distancias no pueden tener sino un significado estadístico. Convencionalmente, se define como la mitad de la distancia existente entre los centros de dos átomos enlazados, y dependiendo de ese enlace podremos hablar de radios atómicos, iónicos, metálicos o radios de van der Waals.
En función del tipo de enlace químico se definen también otros radios como el covalente (generalmente para elementos no metálicos) y el iónico (para elementos metálicos).
Situados ahora en la tabla periódica, una sencilla regla mnemotécnica para recordar el modo en que aumenta el radio atómico es la siguiente:
El radio atómico de un elemento aumenta de arriba a abajo y de derecha a izquierda en la tabla periódica.
La explicación a este fenómeno se encuentra en que la fuerza de atracción que el núcleo del átomo ejerce sobre los electrones es mayor al final de cada período, de manera que los electrones de los átomos de los elementos que se encuentran más a la derecha se encuentran más atraídos por el núcleo, de modo que, como el número de niveles en el que se enlazan los átomos es el mismo, el radio disminuye.
Paralelamente a esto, en cada período aumenta en una unidad el número de capas en el que se distribuyen los electrones del átomo, de manera que los átomos de los elementos de mayor período tienen mayor radio.
ja:原子半径
ko:원자 반지름
Radio covalenteSe denomina radio covalente a la mitad de la distancia entre dos átomos iguales que forman un enlace covalente.
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Química
ja:共有結合半径
ko:공유 반지름
th:รัศมีโควาเลนต์
Configuración electrónicaEn química, la configuración electrónica es el modo en el cual los electrones están ordenados en un átomo.
Como los electrones son fermiones están sujetos al principio de exclusión de Pauli, que dice que dos fermiones no pueden estar en el mismo estado cuántico a la vez. Por lo tanto, en el momento en que un estado es ocupado por un electrón, el siguiente electrón debe ocupar un estado mecanocuántico diferente.
En un átomo, los estados estacionarios de la función de onda de un electrón (los estados que son función propia de la ecuación de Schrödinger HΨ = EΨ en donde H es el hamiltoniano) se denominan orbitales, por analogía con la clásica imagen de los electrones orbitando alrededor del núcleo. Estos estados tienen cuatro números cuánticos: n, l, ml and ms, y, en resumen, el principio de Pauli quiere decir que no puede haber dos electrones en un mismo átomo con los cuatro valores de los números cuánticos iguales. Los más importantes de estos son el n y el l.
Valores de los números cuánticos
El primer número cuántico n (llamado a veces número cuántico principal) corresponde a los diferentes niveles de energía permitidos o niveles cuánticos; los valores que toma son 1, 2, 3, 4,... Para n=1 se tiene el nivel de menor energía. En algunos casos (por ejemplo en espectroscopia de rayos X) también se denotan como K, L, M, | |
