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Nombre: Procede del nombre, generalmente, latino. Los nombres de los elementos se corresponden con nombres de científicos famosos, nombres mitológicos, lugares donde se descubrieron,.... Hay problemas con los nombres de los elementos 104-109 entre la American Chemical Society (ACS) y la International Union for Pure and Applied Chemistry (IUPAC)(1). La ACS usa el nombre que hace referencia a su descubridor, mientras que la IUPAC ha decidido dejar el asunto del nombre a un grupo de 20 miembros. Hasta que las disputas se resuelvan, es más conveniente usar el nombre latino sistemático (o castellanizado) propuesto por la IUPAC para los elementos anteriores y los que se descubran. Aunque recientemente se han aceptado los nombres propuestos por la ACS. Información sobre los nombres sistemáticos de los elementos pesados.

Símbolo: Todos los elementos tienen un símbolo. El símbolo atómico de un elemento sirve para

representarlo y consta de una letra mayúscula y ninguna, una o dos minúsculas que proceden de su nombre o de su nombre latino. Por ejemplo, el hierro tiene como símbolo "Fe" que procede del latín "ferrum". El silicio tiene como símbolo "Si". Clic AQUÍ para obtener una lista de los elementos y sus símbolos.

Clasificación: Aquí se trata de situar al elemento en el grupo o familia de elementos con propiedades parecidas: estructura electrónica de la última capa semejante, metal, no metal o metaloide, etc.. En la clasificación se indican las propiedades del elemento. De unos sistemas periódicos a otros hay pequeñas diferencias en la clasificación. En éste, se clasifican de varias formas: por grupos o familias, siendo estos grupos o familias: Grupo 1 o Metales alcalinos Grupo 2 o Metales alcalinotérreos Grupos 3 a 12 o Metales de transición Grupo 13 o Elementos térreos Grupo 14 o Elementos carbonoides Grupo 15 o Elementos nitrogenoides Grupo 16 o Elementos calcógenos o anfígenos Grupo 17 o Halógenos Grupo 18 o Gases nobles Para incluir otras propiedades, se habla de otros grupos: Parte de los grupos 13 al 16 u Otros metales Parte de los grupos 14 al 16 o Metaloides Parte del grupo 1 y del 13 al 17 o No Metales Parte del grupo 3 o Tierras raras Grupos 1, 2 y del 13 al 18 o Elementos representativos. Además, existe una tabla para ver el carácter metálico-no metálico.

Número Atómico: Cada átomo se caracteriza por un número atómico. El número atómico es un número igual a la cantidad de protones que contiene su núcleo. Este número diferencia a un elemento de los demás. Es también igual a la cantidad de electrones de un átomo neutro del elemento. Por ejemplo, el actinio (Ac) tiene número atómico 89; esto quiere decir que el actinio tiene 89 protones en su núcleo.

Masa Atómica: La masa atómica es la masa de un átomo del elemento expresada en unidades de masa atómica (u.m.a.)(2). Es casi igual que el número de protones más el de neutrones de su núcleo. Esto es así, porque tanto protones como neutrones tienen una masa relativa prácticamente igual a la unidad

(en uma) y la masa de los electrones es casi insignificante. Puesto que no todos los átomos tienen un sólo isótopo (3), la masa atómica es la masa ponderal media (4) de todos los isótopos (se tiene en cuenta la abundancia de cada uno). Por ejemplo: si tomamos una muestra de hidrógeno, (H), el 99,984% de los átomos corresponden al isótopo 1-H, el 0,0156% corresponden a 2-H y el 0% al 3H. Puesto que el 1-H tiene un protón y ningún neutrón, su masa aproximada es 1. Como el 2-H tiene un protón y un neutrón, su masa aproximada es 2. Por tanto, cuando se toma una muestra de hidrógeno la masa media de un átomo será: 1,0079. En el caso de las masas atómicas que aparecen entre paréntesis, como (144,913) para Prometio, (Pm), representan la masa atómica del isótopo más estable, no es una masa media de todos los isótopos de ese elemento. Las masas atómicas usadas son las publicadas por la I.U.P.A.C. (1) en 1995. Luego, la masa atómica puede usarse para determinar el número de neutrones de un elemento usando la ecuación: Masa Atómica- Número Atómico= Número de neutrones

Número de protones/electrones: El número de protones de cualquier átomo es igual que su número atómico. Si los átomos son neutros, puesto que el protón tiene una carga positiva y el electrón una negativa, deben poseer el mismo número de protones y de electrones. Una partícula que no sea neutra es un ion. Puesto que el número de protones no puede cambiar, los iones se forman al variar el número de electrones: por ganancia (aniones: iones negativos) o pérdida (cationes: iones positivos).

Número de neutrones (Isótopo-nº): Número de neutrones del isótopo (3)que se menciona. El número de neutrones de un átomo es igual a la masa atómica del átomo redondeada al entero más próximo (número másico) menos el número de protones. Esto se debe a que neutrones y protones tienen una masa atómica aproximada de 1 u.m.a.(2). Puesto que los elementos tienen más de un isótopo(3), el número de neutrones que se menciona en la hoja de cada elemento corresponde al isótopo más abundante del elemento. Por ejemplo, el boro (B) tiene una masa atómica de 10,81 y número atómico de 5. Al redondear 10,81 al entero más próximo sale 11. Restando de este número 11 el número de protones (o número atómico) se obtiene 6, que indica que el isótopo más abundante del boro tiene 6 neutrones.

Estructura o Configuración Electrónica: Corresponde a la configuración o estructura electrónica del estado fundamental: configuración mas estable y más probable. Entre corchetes se indica la estructura del gas noble anterior al elemento que corresponde a su estructura electrónica interna y, a continuación, los electrones más externos que lo diferencian de dicho gas noble. En algunos casos se presentan anomalías. La tabla I contiene las estructuras electrónicas por subniveles de todos los elementos hasta el 118. Además, existe una tabla para ver la relación entre llenado de los orbitales y situación en la tabla.

Electrones en los niveles de energía: Se da el número total de electrones en las distintas capas (K, L, M, N, O, P, Q) o niveles energéticos (1, 2, 3, 4, 5, 6, 7) del átomo en estado fundamental.

Números de oxidación: En este apartado se muestran los números de oxidación (excepto el cero) del elemento. En el caso de poseer varios, se da en negrita el más importante. El número de oxidación de un átomo en un compuesto es el número de electrones ganados o perdidos por dicho átomo con respecto al mismo átomo aislado. Está relacionado con la estructura electrónica del elemento. Las tablas III y IV dan los números de oxidación de los elementos, excepto cero.

Electronegatividad: Definida por vez primera por Linus Pauling; aquí se usa su escala. Es la tendencia que tiene un átomo de atraer hacia sí los electrones de su enlace con otro átomo. La diferencia de electronegatividades entre los átomos que se unen, puede servir para establecer el tipo de enlace entre ellos. Está relacionada con la afinidad electrónica y la energía de ionización del elemento, de forma que si el elemento tiene altos valores de ambas, tiene también alta electronegatividad y es no metal. Estos valores más altos se encuentran en la parte superior derecha del Sistema Periódico. Los valores más bajos se encuentran en la parte inferior izquierda. Se dan tablas y gráficos de electronegatividades de los elementos. Depende de los mismos factores que el potencial de ionización (ver) y la afinidad electrónica.

Energía o potencial de ionización: La primera energía de ionización es la energía necesaria para arrancar un electrón a un átomo en estado gaseoso y transformarlo en un ion monopositivo. Se ha expresado en kJ/mol. Valores altos indican carácter no metálico del elemento. Los factores de que depende el potencial de ionización son: La distancia al núcleo del electrón que se pierde. En general, la energía de ionización de un átomo depende del tipo de orbital situado en el nivel más externo en que se encuentre el electrón que se trata de arrancar, decreciendo en el orden s > p > d > f : cuesta más arrancar electrones de s que de f para un mismo nivel energético. La carga del núcleo El efecto pantalla de los electrones subyacentes La proximidad de la estructura externa del átomo a la de los gases nobles (s2p6) Se dan tablas y gráficos de la primera energía de ionización de los elementos. La segunda y siguientes energías de ionización se definen de la misma manera pero partiendo del ion monopositivo gaseoso, dipositivo, etc. Siempre son mayores que la primera: cuantos más electrones se han arrancado más cuesta arrancar el siguiente. El orden de energías de ionización de un elemento sería: 1ª < 2ª