GRUPO 4 – A DE LA TABLA PERIODICA

PROPIEDADES

Los elementos del grupo IVA son: carbono(C), silicio(si), germanio(ge), estaño(Sn),plomo(Pb), erristeneo(Eo). Estos elementos forman más de la cuarta

parte de la corteza terrestre y solo podemos encontrar en forma natural al carbono al estaño y al plomo en forma de óxidos y sulfuros, su configuración electrónica

termina en ns2,p2.

Los elementos de este grupo presenta diferentes estados de oxidación y estos son: +2 y +4., los compuestos orgánicos presentan variedad en su

oxidación Mientras que los óxidos de carbono y silicio son ácidos, los del estaño y plomo son anfótero, el plomo es un elemento tóxico. Estos elementos no suelen reaccionar con el agua, los ácidos reaccionan con el germanio, estaño y plomo,

las bases fuertes atacan a los elementos de este grupo, con la excepción del carbono, desprendiendo hidrógeno, reaccionan con el oxígeno formando óxidos.

En este grupo encontramos variedad en cuanto a sus características físicas y

químicas a continuación un breve resumen de cada uno de los elementos de este grupo.

CARBONO – C

Es un elemento químico de número atómico 6, es un sólido a temperatura

ambiente. Es el pilar básico de la química orgánica; se conocen cerca de 16

millones de compuestos de carbono, aumentando este número en unos 500.000

compuestos por año, y forma parte de todos los seres vivos conocidos. Forma el

0,2 % de la corteza terrestre

CARACTERISTICAS

El carbono es un elemento que posee formas alotrópicas, un caso fascinante lo

encontramos en el grafito y en el diamante, el primero corresponde a uno de las

sustancias más blandas y el segundo a uno de los elementos más duros y otro

caso con el carbón y el diamante, el carbón es tienen un precio comercial bastante

bajo en cambio el diamante es conocido por ser una de las piedras mas costosas

del mundo. Presenta una gran afinidad para enlazarse químicamente con otros

átomos pequeños, incluyendo otros átomos de carbono con los que puede formar

largas cadenas, y su pequeño radio atómico le permite formar enlaces múltiples.

Así, con el oxígeno forma el dióxido de carbono, vital para el crecimiento de las

plantas, con el hidrógeno forma numerosos compuestos denominados

genéricamente hidrocarburos.

ESTADOS ALOTROPICOS

Se conocen cinco formas alotrópicas del carbono, una de las formas como

encontramos el carbono es el grafito el grafito tienen exactamente la misma

cantidad de átomos que el diamante la única variación que este presenta esta en

la estructura la estructura del diamante es tetraédrica y la del grafito es mucho

más sencilla. Pero por estar dispuestos en diferente forma, su textura, fuerza y

color son diferentes.

SILICIO

Es un metaloide de numero atómico 14 de grupo A4. El silicio es el segundo

elemento más abundante de la corteza terrestre (27,7% en peso) Se presenta en

forma amorfa y cristalizada; el primero es un polvo parduzco, más activo que la

variante cristalina, que se presenta en octaedros de color azul grisáceo y brillo

metálico.

CARACTERISTICAS

En forma cristalina es muy duro y poco soluble y presenta un brillo metálico y color grisáceo. Aunque es un elemento relativamente inerte y resiste la acción de la mayoría de los ácidos, reacciona con los halógenos y álcalis diluidos. El silicio

transmite más del 95% de las longitudes de onda de la radiación infrarroja.

Se prepara en forma de polvo amarillo pardo o de cristales negros-grisáceos. Se obtiene calentando sílice, o dióxido de silicio (SiO2), El silicio cristalino tiene una dureza de 7, suficiente para rayar el vidrio, de dureza de 5 a 7. El silicio tiene un punto de fusión de 1.411 °C, un punto de ebullición de 2.355 °C y una densidad

relativa de 2,33(g/ml). Su masa atómica es 28,086 u

ESTADOS DEL SILICIO

El silicio lo podemos encontrar en diversas formas en polvo, policristal ver y olivino

APLICACIONES

Se utiliza en aleaciones, en la preparación de las siliconas, en la industria de la cerámica técnica y, debido a que es un material semiconductor muy abundante,

tiene un interés especial en la industria electrónica y microelectrónica como material básico para la creación de obleas o chips que se pueden implantar en

transistores, pilas solares y una gran variedad de circuitos electrónicos. El silicio es un elemento vital en numerosas industrias

GERMANIO

Elemento químico, metálico, gris plata, quebradizo, símbolo Ge, número atómico 32, peso atómico 72.59, punto de fusión 937.4ºC (1719ºF) y punto de ebullición

2830ºC (5130ºF), con propiedades entre el silicio y estaño. El germanio se encuentra muy distribuido en la corteza terrestre con una abundancia de 6.7

partes por millon (ppm). El germanio tiene una apariencia metálica, pero exhibe las propiedades físicas y químicas de un metal sólo en condiciones especiales, dado que está localizado en la tabla periódica en donde ocurre la transición de metales

a no metales.

CARACTERISTICAS

Es un metaloide sólido duro, cristalino, de color blanco grisáceo lustroso, quebradizo, que conserva el brillo a temperaturas ordinarias. Presenta la misma

estructura cristalina que el diamante y resiste a los ácidos y álcalis. Forma gran número de compuestos organometálicos y es un importante material

semiconductor utilizado en transistores y fotodetectores. A diferencia de la mayoría de semiconductores, el germanio tiene una pequeña banda prohibida

(band gap) por lo que responde de forma eficaz a la radiación infrarroja y puede usarse en amplificadores de baja intensidad.

APLICACIONES

Las aplicaciones del germanio se ven limitadas por su elevado costo y en muchos

casos se investiga su sustitución por materiales más económicos Fibra óptica.

Electrónica: radares y amplificadores de guitarras eléctricas usados por músicos

nostálgicos del sonido de la primera época del rock and roll; aleaciones SiGe en

circuitos integrados de alta velocidad. También se utilizan compuestos sándwich

Si/Ge para aumentar la movilidad de los electrones en el silicio (streched

silicon).Óptica de infrarrojos: Espectroscopios, sistemas de visión nocturna y otros

equipos. Lentes, con alto índice de refracción, de ángulo ancho y para

microscopios. En joyería se usa la aleación Au con 12% de germanio.

ESTAÑO

El estaño se conoce desde antiguo: en Mesopotamia se hacían armas de bronce,

Plinio menciona una aleación de estaño y plomo, los romanos recubrían con

estaño el interior de recipientes de cobre. Representa el 0,00023% en peso de la

corteza. Raramente se encuentra nativo, siendo su principal mineral la casiterita

(SnO2). También tiene importancia la estannita o pirita de estaño. La casiterita se

muele y enriquece en SnO2 por flotación, éste se tuesta y se calienta con coque

en un horno, con lo que se obtiene el metal. Para purificarlo (sobre todo de hierro)

se eliminan las impurezas subiendo un poco por encima de la temperatura de

fusión del estaño, con lo que éste sale en forma líquida.

CARACTERISTICAS

Es un metal, maleable, que no se oxida y es resistente a la corrosión. Se

encuentra en muchas aleaciones y se usa para recubrir otros metales

protegiéndolos de la corrosión. Una de sus características más llamativas es que

bajo determinadas condiciones forma la peste del estaño.

FORMAS ALOTROPICAS

El estaño puro tiene dos variantes alotrópicas: El estaño gris, polvo no metálico,

conductor, de estructura cúbica y estable a temperaturas inferiores a 13,2 °C, que

es muy frágil y tiene un peso específico más bajo que el blanco.

APLICACIONES

Se usa como revestimiento protector del cobre, del hierro y de diversos metales

usados en la fabricación de latas de conserva. También se usa para disminuir la

fragilidad del vidrio. Los compuestos de estaño se usan para fungicidas, tintes,

dentífricos (SnF2) y pigmentos. Se usa para hacer bronce, aleación de estaño y

cobre. Se usa para la soldadura blanda, aleado con plomo. Se usa en aleación

con plomo para fabricar la lámina de los tubos de los órganos musicales. En

etiquetas. Recubrimiento de acero. Se usa como material de aporte en soldadura

blanda con cautín, bien puro o aleado. La directiva RoHS prohíbe el uso de plomo

en la soldadura de determinados aparatos eléctricos y electrónicos. El estaño

también se utiliza en la industria de la cerámica para la fabricación de los esmaltes

cerámicos. Su función es la siguiente: en baja y en alta es un o pacificante. En alta

la proporción del porcentaje es más alto que en baja temperatura.

PLOMO

es un elemento de la tabla periódica, cuyo símbolo es Pb y su número atómico es

82 Dmitri Mendeléyev 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 de densidad relativa 11,45 a 16 °C

tiene una plateada con tono azulado, que se empaña para adquirir un color gris

mate. Es flexible, in-elástico y se funde con facilidad. Su fusión se produce a 326,4

°C y hierve a 1745 °C. Las valencias químicas normales son 2 y 4.

CARACTERISTICAS

Los compuestos de plomo más utilizados en la industria son los óxidos de plomo,

el tetraetilo de plomo y los silicatos de plomo. Una de las características del plomo

es que forma aleaciones con muchos metales como el calcio estaño y bronce, 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

APLICACIONES

El plomo se usa como cubierta para cables, ya sea la de teléfono, de televisión, de Internet o de electricidad, sigue siendo una forma de empleo adecuada. La

ductilidad única del plomo lo hace particularmente apropiado para esta aplicación, porque puede estirarse para formar un forro continuo alrededor de los conductores

internos.

Se utilizan una gran variedad de compuestos de plomo, como los silicatos, los carbonatos y sales de ácidos orgánicos, como estabilizadores contra el calor y la luz para los plásticos de cloruro de polivinilo. Se usan silicatos de plomo para la fabricación de frituras (esmaltes) de vidrio y de cerámica, las que resultan útiles para introducir plomo en los acabados del vidrio y de la cerámica. La asida de

plomo, Pb(N3)2, es el detonador estándar para los explosivos plásticos como el C-4. Los arseniatos de plomo se emplean en grandes cantidades como insecticidas para la protección de los cultivos y para ahuyentar insectos molestos como lo son cucarachas, mosquitos y otros animales que posean un exoesqueleto. El litargirio (óxido de plomo) se emplea mucho para mejorar las propiedades magnéticas de

los imanes de cerámica de ferrita de bario.

GRUPO 5 – A DE LA TABLA PERIODICA

La Tabla Periódica de los Elementos se divide en grupos, los cuales están conformados por elementos que cumplen

ciertas características similares. En esta ocasión se describirán los elementos que conforman el grupo VA, su origen, sus usos, sus compuestos destacados, y

aplicabilidad en materiales de construcción. Como se puede observar en la tabla periódica los elementos que conforman el

grupo VA son: Nitrógeno (N), Fósforo (P), Arsénico (As), Antimonio (Sb), Bismuto

Elemento químico, símbolo N, número atómico 7, peso atómico 14.0067; es un gas en condiciones normales. El nitrógeno molecular es el principal constituyente de la atmósfera ( 78% por volumen de aire seco). Esta concentración es resultado

del balance entre la fijación del nitrógeno atmosférico por acción bacteriana, eléctrica (relámpagos) y química (industrial) y su liberación a través de la

descomposición de materias orgánicas por bacterias o por combustión. En estado combinado, el nitrógeno se presenta en diversas formas. Es constituyente de

todas las proteínas (vegetales y animales), así como también de muchos materiales orgánicos. Su principal fuente mineral es el nitrato de sodio.

Tiene reactividad muy baja.

A temperaturas ordinarias reacciona lentamente con el litio.

A altas temperaturas, reacciona con cromo, silicio, titanio, aluminio, boro, berilio, magnesio, bario, estroncio, calcio y litio para formar nitruros; con O2, para formar

NO, y en presencia de un catalizador, con hidrógeno a temperaturas y presión bastante altas, para formar amoniaco.

OBTENCIÓN

El nitrógeno se obtiene a gran escala por destilación fraccionada de aire líquido.

en el laboratorio se obtiene N2 de alta pureza por descomposición térmica de NaN3.

APLICACIONES

La mayor parte del nitrógeno se utiliza en la formación de amoniaco. Ademas, el nitrógeno liquido se utiliza extensamente en criogenia para alcanzar bajas

temperaturas y como gas para crear atmósferas inertes.

obtención de fertilizantes.

se usa en pequeñas cantidades en lamparas

es componente básico del ácido nítrico, amoniaco, cianamidos, tintes, compuestos de colado o de plásticos derivados de la urea.

cianuros y nitruros para cubiertas endurecedoras de metales y numerosos compuestos orgánicos sintéticos y otros nitrogenados.

PROPIEDADES

Símbolo N Número atómico 7

Valencia 1,2,+3,-3,4,5 Estado de oxidación -3 Electronegatividad 3,0 Radio covalente (Å) 0,75 Radio iónico (Å) 1,71 Radio atómico (Å) 0,92

Configuración electrónica 1s22s22p3 Primer potencial de ionización (eV) 14,66

Masa atómica (g/mol) 14,0067 Densidad (g/ml) 0,81

Punto de ebullición (ºC) -195,79 ºC Punto de fusión (ºC) -218,8

Descubridor Rutherford en 1772

FOSFORO

Existen 3 formas alotrópicas más importantes que son: blanco, negro y rojo.

Fósforo blanco: Es muy venenoso, insoluble en agua pero soluble en benceno y sulfuro de carbono. Es una sustancia muy reactiva, su inestabilidad tiene su origen

en el ángulo de 60º de las unidades P4. Es la más reactiva de todas las formas alotrópicas.

Fósforo negro: Es cinéticamente inerte y no arde al aire incluso a 400°C.

Fósforo rojo: No es venenoso, insoluble en todos los disolventes y arde al aire por encima de los 400°C. Reacciona con los halógenos con menor violencia. Tiene

una estructura polimérica con tetraedros P4 unidos entre sí.

OBTENCIÓN.

Fósforo blanco: Se obtiene al calentar Ca3(PO4)2 con arena (SiO2) y coque a 1400°C

Fósforo negro: Resulta de calentar el fósforo blanco a altas presiones. Fósforo rojo: Se obtiene calentando el blanco en atmósfera inerte a 250°C.

APLICACIONES.

El fósforo blanco se utiliza como incendiario, pero los compuestos de

fósforo más empleados son el ácido fosfórico y los fosfatos.

Acero: desoxidante; aumenta la resistencia y la resistencia a la corrosión ayudan a que las laminas de acero no se peguen entre sí.

Bronce: Desoxidante; incrementa la dureza.

Cobre: Desoxidante , incrementa la dureza y la resistencia; reduce la conductividad eléctrica.

Latón: Desoxidante

Pigmentos colorantes: Azules, verdes.

Vidrio: vidrio especial resistente al ácido fluorhídrico; opacador.

Textiles: Mordente.

Los fósforos blanco y rojo se obtienen comercialmente, pero tienen pocos usos, ademas de los de producir fuego.

El fósforo no se encuentra libre en la naturaleza. Sin embargo, sus compuestos abundan y están distribuidos ampliamente; se encuentran en muchos yacimientos

de roca y minerales. El fósforo es uno de los elementos esenciales para el crecimiento y desarrollo de

las plantas.

PROPIEDADES

Símbolo P Número atómico 15

Valencia +3,-3,5,4

Estado de oxidación +5

Electronegatividad 2,1

Radio covalente (Å) 1,06

Radio iónico (Å) 0,34

Radio atómico (Å) 1,28

Configuración electrónica [Ne]3s23p3

Primer potencial de ionización (eV) 11,00

Masa atómica (g/mol) 30,9738

Densidad (g/ml) 1,82

Punto de ebullición (ºC) 280

Punto de fusión (ºC) 44,2

Descubridor Hennig Brandt en 1669

ARSENICO

El arsénico se encuentra en cuatro formas alotrópicas metálica o arsénico alfa, gris, parda y amarilla. Tiene propiedades a la vez metálicas y no metálicas. Se

sublima a 450 °C, sin fundir, dando vapores amarillos. El arsénico amarillo, por la acción de la luz, pasa a la forma parda y finalmente, a la gris. El arsénico metálico

arde a 180 °C desprendiendo un olor a ajo muy característico, que permite reconocer hasta tazas de arsénico.

El arsénico es un metal de color gris de plata, extremadamente frágil y cristalizado

que se vuelve negro al estar expuesto al aire. Es inadecuado para el uso común de los metales dada su toxicidad (extremadamente venenoso). es

considerado como un elemento perjudicial en las aleaciones, ya que tiende a bajar el punto de fusión y a causar fragilidad.

APLICACIONES

El arsénico se usa en aleaciones no ferrosas para aumentar la dureza de las aleaciones de plomo facilitando la fabricación de perdigones

Se aplica en la elaboración de insecticidas ( arseniato de calcio y plomo), herbicidas, raticidas y fungicidas

Fabricación de vidrio, textiles, papeles, adhesivos de metal, preservantes de alimentos, procesos de bronceado y conservación de pieles

El arsénico de máxima pureza se utiliza para la fabricación de semiconductores

Se aplica en la elaboración de insecticidas ( arseniato de calcio y plomo), herbicidas, raticidas y fungicidas

Se utiliza como colorantes de algunas pinturas y papeles en cerámicas y vidriería..

Se usa en la industria de la pirotecnia para la preparación de bengalas .

Se encuentra comercialmente como metal en forma de terrones, en polvo o aleaciones.

PROPIEDADES Símbolo As Número atómico 33

Valencia +3,-3,5 Estado de oxidación +5

Electronegatividad 2,1 Radio covalente (Å) 1,19 Radio iónico (Å) 0,47 Radio atómico (Å) 1,39

Configuración electrónica [Ar]3d104s24p3 Primer potencial de ionización (eV) 10,08

Masa atómica (g/mol) 74,922 Densidad (g/ml) 5,72 Punto de ebullición (ºC) 613 Punto de fusión (ºC) 817

Descubridor Antigüedad

ANTIMONIO

El antimonio no es un elemento abundante en la naturaleza, muy rara vez se encuentra en forma natural y con frecuencia se encuentra como una mezcla

isomorfa con arsénico (allemonita). Su símbolo Sb se obtiene de la palabra Stibium. Es duro, frágil y cristalizado que no es ni maleable ni dúctil. Se encuentra en dos formas: amarilla y gris. La forma amarilla es metaestable y se compone de moléculas Sb4, la forma gris es metálica, la cual cristaliza en capas

formando una estructura romboédrica. El antimonio tiene una conductividad eléctrica menos en estado sólido que en

estado líquido lo cual lo hace diferente a los metales normales, en forma metálica es muy quebradizo, de color blanco-azuloso con un brillo metálico característico,

de apariencia escamosa.

APLICACIONES

Producción de diodos, detectores infrarrojos y dispositivos de efecto Hall.

Es usado como un aleante, ya que incrementa mucho la dureza y resistencia a esfuerzos mecánicos de la aleación. Aleaciones como

Peltre, metal antifricción (con estaño), etc.

Baterías, acumuladores, recubrimiento de cables, cojinetes y rodamientos.

Sus compuestos en forma de óxidos se utilizan para la fabricación de materiales resistentes al fuego, tales como: esmaltes, vidrios, pinturas

y cerámicos.

El más importante de los compuestos en forma de óxido es el trióxido de antimonio el cual se usa principalmente como retardante de llama.

El antimonio se obtiene calentando el sulfuro con hierro, o calentando el sulfuro y el sublimado Sb4O6 obtenido se reduce con carbono. El antimonio de alta pureza

se produce por refinado electrolítico.

PROPIEDADES

Símbolo Sb Número atómico 51

Valencia +3,-3,5 Estado de oxidación +5

Electronegatividad 1,9 Radio covalente (Å) 1,38 Radio iónico (Å) 0,62 Radio atómico (Å) 1,59

Configuración electrónica [Kr]4d105s25p3 Primer potencial de ionización (eV) 8,68

Masa atómica (g/mol) 121,65 Densidad (g/ml) 6,62 Punto de ebullición (ºC) 1380

Punto de fusión (ºC) 630,5 Descubridor Antigüedad

BISMUTO

Es un metal pesado (es el elemento más metálico de este grupo), de color blanco grisáceo y cristalizado que tiene brillo muy apreciable. Es una de los pocos

metales que se dilatan en su solidificación, también es el más diamagnético de todos los metales y su conductividad térmica es menor que la de otros metales

(excepto la del mercurio). Se oxida ligeramente cuando esta húmedo y es inerte al aire seco a temperatura ambiente, cuando supera su punto de fusión se forma

rápidamente una película de óxido.

APLICACIONES

Manufactura de compuestos farmacéuticos.

Manufactura de aleaciones de bajo punto de fusión.

Se utiliza en rociadoras automáticas, sellos de seguridad para cilindros de gas comprimido, soldaduras especiales.

Las aleaciones que se expanden al congelarse se usan en fundición y tipos metálicos.

Se encuentra naturalmente como metal libre y en minerales, sus principales depósitos se encuentran en suramerica, aunque en norteamerica se

obtiene como subproducto del refinado de minerales de plomo y cobre.

PROPIEDADES

Símbolo Bi Número atómico 83

Valencia 3,5 Estado de oxidación +3

Electronegatividad 1,9 Radio covalente (Å) 1,46 Radio iónico (Å) 1,20 Radio atómico (Å) 1,70

Configuración electrónica [Xe]4f145d106s26p3 Primer potencial de ionización (eV) 8,07

Masa atómica (g/mol) 208,980 Densidad (g/ml) 9,8

Punto de ebullición (ºC) 1560 Punto de fusión (ºC) 271,3

Descubridor Antigüedad

GRUPO 6-A DE LA TABLA PERIODICA

El grupo VIA del sistema Periódico o grupo del oxígeno está formado por los elementos: oxígeno, azufre, selenio, telurio, polonio y ununhexio.

El grupo VIA por encontrarse ya en el extremo derecho de la Tabla Periódica es fundamentalmente no-metálico; aunque, el carácter metálico aumente al

descender en el grupo, siendo el polonio y el ununhexio metales.

Como en todos los grupos, el primer elemento, esto es, el oxígeno, presenta un comportamiento anómalo, ya que el oxígeno al no tener orbitales d en la capa de

valencia, sólo puede formar dos enlaces covalentes simples o uno doble, mientras que los restantes elementos pueden formar 2, 4 y 6 enlaces covalentes.

PRPIEDADES ATOMICAS

La configuración electrónica de los átomos de los elementos del grupo VIA en la capa de valencia es: ns2 np2+1+1. El oxígeno, cabeza de grupo, presenta, igual que en el caso del flúor, unas características particulares que le diferencian del resto

(Principio de singularidad). Posibles formas de actuación:

El oxígeno es un gas diatómico. El azufre y el selenio forman moléculas octa-atómicas S8 y Se8

El telurio y el polonio tienen estructuras tridimensionales.

El oxígeno, azufre, selenio y telurio tienden a aceptar dos electrones formando compuestos iónicos. Estos elementos también pueden formar compuestos

moleculares con otros no metales, en especial el oxígeno.

El polonio es un elemento radioactivo, difícil de estudiar en el laboratorio.

PERDIDA DE ELECTRONES

El alto valor de los potenciales de ionización, pero sobre todo el alto poder polarizante de sus cationes (debido a su pequeño tamaño) hacen que sólo el polonio dé lugar a sales . Sin embargo, sí que se conocen sales de cationes

poliatómicos.

GANANCIA DE ELECTRONES

Pueden actuar como aniones dinegativos, -2 , nunca mononegativos, ya que la mayor energía de red de los compuestos resultantes compensa el valor

desfavorable de la electroafinidad. Dado que el tamaño del anión -2 crece

conforme se desciende en el grupo, también lo hace su polarizabilidad, de modo que los sulfuros, seleniuros y telururos poseen un marcado carácter covalente que

aumenta en dicho sentido. Se conocen también polianiones Eln2-.

Compartición de los electrones

Caben dos posibilidades:

Formación de dos enlaces σ sencillos. Formación de un enlace doble σ + π.

El segundo caso sólo se da cuando los dos átomos implicados son de pequeño tamaño (o en todo caso uno de ellos de tamaño moderado), ya que la eficacia de

los solapamientos laterales de orbitales (enlaces π) decrece muy rápidamente conforme aumenta la distancia internuclear, mientras que la eficacia del

solapamiento frontal σ, lo hace más lentamente.

OXIGENO

El oxígeno es el elemento más abundante en el planeta tierra. Existe en estado libre, como O2, en la atmósfera (21% en volumen), pero también combinado en el

agua y formando parte diversos óxidos y oxosales, como silicatos, carbonatos, sulfatos, etc.

En condiciones ordinarias el oxígeno se presenta en dos formas alotrópicas, el dioxígeno y el ozono, de los cuales sólo el primero es termodinámicamente

estable.

A diferencia del oxígeno, que se presenta en su variedad más estable como molécula diatómica O2 derivada de un enlace doble, los demás presentan

estructuras derivadas de enlaces sencillos. Esto es debido a la disminución de la eficacia del solapamiento lateral a medida que aumenta el tamaño de el.

OBTENCION

Industrialmente, se obtiene de la destilación fraccionada del aire líquido. A escala de laboratorio, existen diversos métodos de obtención:

1) Electrólisis de disoluciones acuosas alcalinas.

2) Descomposición catalítica de H2O2.

3) Descomposición térmica de cloratos.

APLICACIÓN

Como oxígeno molecular (O2 ) se utiliza en la industria del acero, en el tratamiento de aguas negras, en el blanqueado de pulpa y papel, en sopletes

oxiacetilénicos, en medicina y en numerosas reacciones como agente oxidante.

El oxígeno gaseoso, O2 es fundamental para la vida; es necesario para quemar los combustibles fosiles y obtener asi energia, y se requiere durante el metabolismo

urbano para quemar carbohidratos. en ambos procesos, los productos secundarios son dióxido de carbono y agua. el oxigeno constituye el 21 % en

volumen del aire y el 49.5 % en peso de la corteza terrestre. La otro forma alotropica del oxigeno es el ozono, cuya formula es o3 es mas reactivo que el

oxigeno ordinario y se puede formar a partir de oxigeno en un arco electrico, como el descargador a distancia de un motor electrico, tambien se puede producir ozono por la acción de la luz ultravioleta sobre el oxigeno; esto explica el aroma " fresco

del aire durante las tormentas electricas".

AZUFRE

El azufre se encuentra: nativo (en zonas volcánicas y en domos de sal) ó combinado, en sulfatos, sulfuros (sobre todo pirita, FeS2) y sulfuro de hidrógeno

(acompañando al petróleo).

Variedades alotrópicas y sus propiedades físicas:

En estado sólido.

Variedades rómbica y monoclínica (anillos S8), azufre plástico (cadenas Sn).

En estado líquido.

Anillos S8 y cadenas de longitud variable.

En fase gas.

Cicloazufre, cadenas Sn (n = 3-10), S2

APLICACIÓN

El azufre es el segundo elemento no metal del grupo. a temperatura ambiente es un solido amarillo palido que se encuentra libre en la naturaleza. lo

conocían los antiguos y se le menciona en el libro del genesis como piedra de azufre. las moléculas de azufre contienen ocho atomos de azufre conectados a

un anillo; su formula es s8 . el azufre tiene una importancia especial en la manufactura de neumáticos de hule y acido sulfurico, H2SO4 . Otros

compuestos de azufre son importantes para blanquear frutos y granos

Se usa en muchos procesos industriales como la producción de ácido sulfúrico (sustancia química más importante a nivel industrial), en la fabricación de pólvora

y el vulcanizado del caucho. Algunos compuestos como los sulfitos tienen propiedades blanqueadoras, otros tienen uso medicinal (sulfas, sulfato de

magnesio). También se utiliza en la elaboración de fertilizantes y como fungicida.

SELENIO

El selenio presenta tres formas alotrópicas:

Se rojo: constituido por moléculas Se8. Se negro: anillos Sen con n muy grande y variable (forma amorfa).

Se gris: de estructura similar a la del azufre plástico. Este alótropo presenta aspecto metálico (es un semimetal) y es fotoconductor.

APLICACIÓN

El selenio es un no metal que presenta interesantes propiedades y usos. la conductividad de este elemento aumenta con la intensidad de la luz. a causa de esta fotoconductividad, el selenio se a utilizado en los medidores de luz para camaras fotograficas y en fotocopiadoras, pero la preocupación que

origina su toxicidad ha hecho que disminuya su uso. el selenio tambien puede convertir la corriente electrica alterna en corriente directa; se ha utilizado en

rectificadores, como los convertidores que se usan en los radios y grabadores portátiles, y en herramientas electricas recargables. el color rojo que el selenio imparte al vidrio lo hace util en la fabricación de lentes para señales luminosas.

Se utiliza básicamente en electricidad y electrónica, como en células solares y rectificadores. Se añade a los aceros inoxidables y es catalizador de reacciones

de deshidrogenación. Algunos compuestos se emplean en la fabricación del vidrio y esmaltes. Los sulfuros se usan en medicina veterinaria y champús. El dióxido de selenio es un catalizador muy utilizado en reacciones de oxidación, hidrogenación

y deshidrogenación de compuesos orgánicos.

GRUPO 7- A DE LA TABLA PERIODICA

Los elementos de la tabla periodica que componen al grupo de los halógenos son: Flúor (F) Cloro (Cl) Bromo (Br)

Iodo (I) Astato (At)

Son elementos muy reactivos, nunca se encuentran libres en la naturaleza. Tienen siete electrones de valencia y una fuerte tendencia a ganar un electrón.

El flúor es un gas amarillo pálido que se emplea para producir compuestos llamados clorofluorocarbonos, conocidos como CFC o freones, que se usan como refrigerantes en los acondicionadores de aire. Otros compuestos de flúor se usan

para prevenir la caries y para mejorar las propiedades de los lubricantes

Tienen las energías de ionización más elevadas y en consecuencia son los elementos más electronegativos.

Reaccionan fácilmente con los metales formando sales, rara vez están libres en la naturaleza, todos son gaseosos a temperatura ambiente menos el

bromo que es líquido en condiciones ambientales normales.

Su característica química más fundamental es su capacidad oxidante porque arrebatan electrones de carga y moléculas negativas a otros elementos

para formar aniones.

FLUOR

Sus derivados tienen mucho uso industrial. Entre ellos se destaca el freón utilizado como congelante y la resina teflón. Se agregan además fluoruros al agua potable y

detríficos para prevenir las caries.

Número atómico 9

Valencia -1

Estado de oxidación -1

Electronegatividad 4,0

Radio covalente (Å) 0,72

Radio iónico (Å) 1,36

Radio atómico (Å) -

Configuración electrónica 1s

22s

22p

5

Primer potencial de ionización (eV) 17,54

Masa atómica (g/mol) 18,9984

Densidad (g/ml) 1,11

Punto de ebullición (ºC) -188,2

Punto de fusión (ºC) -219,6

Descubridor Moissan en 1886

CARACTERISTICAS

El flúor es el elemento más electronegativo y reactivo y forma compuestos con prácticamente todo el resto de elementos, incluyendo los gases

nobles xenón y radón. Su símbolo es F. Incluso en ausencia de luz y a bajas temperaturas, el flúor reacciona explosivamente con el hidrógeno. El flúor

diatómico, F2, en condiciones normales es un gas corrosivo de color amarillo casi blanco, fuertemente oxidante. Bajo un chorro de flúor en estado gaseoso,

el vidrio, metales, agua y otras sustancias, se queman en una llama brillante. Siempre se encuentra en la naturaleza combinado y tiene tal afinidad por otros elementos, especialmente silicio, que no se puede guardar en recipientes de

vidrio.

En disolución acuosa, el flúor se presenta normalmente en forma de ion fluoruro, F-. Otras formas son fluorocomplejos como el [FeF4]

-, o el H2F+.

Los fluoruros son compuestos en los que el ion fluoruro se combina con algún resto cargado positivamente.

APLICACIÓN

El politetrafluoroetileno (PTFE), también denominado teflón, se obtiene a través de la polimerización de tetrafluoroetileno que a su vez es generado a

partir de clorodifluorometano, que se obtiene finalmente a partir de la fluoración del correspondiente derivado halogenado con fluoruro de hidrógeno (HF).

También a partir de HF se obtienen clorofluorocarburos (CFC), hidroclorofluorocarburos (HClFC)

e hidrofluorocarburos (HFC).

Se emplea flúor en la síntesis del hexafluoruro de uranio, UF6, es el gas más pesado conocido y se emplea en el enriquecimiento de uranio 235U.

El fluoruro de hidrógeno se emplea en la obtención de criolita sintética, Na3AlF6, la cual se usa en el proceso de obtención de aluminio.

Hay distintas sales de flúor con variadas aplicaciones[cita requerida]. El fluoruro de sodio, NaF, se emplea como agente fluorante; el difluoruro de amonio,

NH4HF2, se emplea en el tratamiento de superficies, anodizado del aluminio, o en la industria del vidrio; el trifluoruro de boro, BF3, se emplea como

catalizador; etc.

Algunos fluoruros se añaden a las pastas de dientes para la prevención de caries.

En algunos países se añade fluoruro a las aguas potables para prevenir la aparición de caries, de lo que se suele avisar a la población. Algunos países como Estados Unidos o España fluoran el agua potable, mientras que otros

como Alemania lo prohíben.

Se emplea flúor monoatómico en la fabricación de semiconductores.

El hexafluoruro de azufre, SF6, es un gas dieléctrico con aplicaciones electrónicas. Este gas contribuye al efecto invernadero y está recogido en

el Protocolo de Kioto.

CLORO

Sus propiedades blanqueadoras lo hacen muy útil en las papeleras e industrias textiles. Como desinfectante se agrega al agua en el proceso de potabilización y a las piscinas.Otros usos son las industrias de colorantes y la elaboración de ciertas

medicinas.

Número atómico 17

Valencia +1,-1,3,5,7

Estado de oxidación -1

Electronegatividad 3.0

Radio covalente (Å) 0,99

Radio iónico (Å) 1,81

Radio atómico (Å) -

Configuración electrónica

[Ne]3s23p5

Primer potencial de ionización (eV)

13,01

Masa atómica (g/mol) 35,453

Densidad (g/ml) 1,56

Punto de ebullición (ºC) -34,7

Punto de fusión (ºC) -101,0

Descubridor

Carl Wilhelm

Scheele en 1774

CARACTERISTICAS

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.

APLICACIONES Y USOS

Producción de insumos industriales y para consumo

Las principales aplicaciones de cloro son en la producción de un amplio rango de productos industriales y para consumo.1 2 Por ejemplo, es utilizado en la

elaboración de plásticos, solventes para lavado en seco y desgrasado de metales, producción de agroquímicos y fármacos, insecticidas, colorantes y tintes, etc.

Purificación y desinfección

El cloro es un químico importante para la purificación del agua (como en plantas de tratamiento de agua), en desinfectantes, y en la lejía. El cloro en agua es más de tres veces más efectivo como agente desinfectante contra Escherichia coli que una concentración equivalente de bromo, y más de seis veces más efectiva que

una concentración equivalente de yodo.3

El cloro como antiséptico fue introducido en 1835 por Holmes (en Boston) y 1847 Semmelweis (en Viena). El cloro se emplea como desinfectante en

mobiliarios, equipos, instrumental y áreas hospitalarias. El cloro suele ser usado en la forma de ácido hipocloroso para eliminar bacterias, hongos, parásitos y virus en los suministros de agua potable y piscinas públicas. En la mayoría de piscinas

privadas, el cloro en sí no se usa, sino hipoclorito de sodio, formado a partir de cloro e hidróxido de sodio, o tabletas sólidas de isocianuratos clorados. Incluso los

pequeños suministros de agua son clorados rutinariamente ahora.5 (Ver también cloración)

Suele ser impráctico almacenar y usar el venenoso gas cloro para el tratamiento de agua, así que se usan métodos alternativos para agregar cloro. Estos incluyen soluciones de hipoclorito, que liberan gradualmente cloro al agua, y compuestos

como la dicloro-S-triazinatriona de sodio (dihidrato o anhidro), algunas veces referido como "diclor", y la tricloro-S-triazinatriona, algunas veces referida como

"triclor". Estos compuestos son estables en estado sólido, y pueden ser usados en forma de polvo, granular, o tableta. Cuando se agrega en pequeñas cantidades a

agua de piscina o sistemas de agua industrial, los átomos de cloro son hidrolizados del resto de la molécula, formando ácido hipocloroso (HClO), que actúa como un biocida general, matando gérmenes, microorganismos, algas, entre otros de ahí su importancia en el empleo en Endodoncia como agente irrigante de los conductos radiculares abordándose como solución en forma de hipoclorito de

sodio en distintas concentraciones sea 0,5 % o 0,2 % las más frecuentes empleadas. El cloro también es usado como detergente para bacterias como el

bacillus reprindentius o como el martelianus marticus.

BROMO

Los bromuros como sedantes. El bromuro de plata en las placas fotográficas.

Número atómico 35

Valencia +1,-1,3,5,7

Estado de oxidación -1

Electronegatividad 2,8

Radio covalente (Å) 1,14

Radio iónico (Å) 1,95

Radio atómico (Å) -

Configuración electrónica [Ar]3d104s24p5

Primer potencial de ionización (eV)

11,91

Masa atómica (g/mol) 79,909

Densidad (g/ml) 3,12

Punto de ebullición (ºC) 58

Punto de fusión (ºC) -7,2

Descubridor Anthoine Balard en

1826

APLICACIÓN

Las aplicaciones químicas e industriales del bromo son numerosas y variadas, destacando los compuestos organobromados, los cuales son preparados a partir

de bromo diatómico o bien de bromuro de hidrógeno (ácido bromhídrico en disolución acuosa).

La prueba del bromo consiste en el uso de agua de bromo con el objetivo de detectar la presencia de compuestos orgánicos insaturados.

Los bromuros actúan médicamente como sedantes y el bromuro de plata se utiliza como un elemento fundamental en las placas fotográficas.

COMPUESTOS

Puede presentar distintos estados de oxidación. Los más comunes son -1 (lo más común), +1 (con cloro) +3 (con flúor) y +5 (con oxígeno).

El estado de oxidación +1 es poco estable, pero muy oxidante desde el punto de vista cinético, en disolución acuosa y desproporciona a los estados de

oxidación -1 y +5. Por ejemplo, el ion hipobromito, BrO- (sólo estable a bajas temperaturas 0 °C).

El estado de oxidación +3 es poco estable en disolución acuosa y desproporciona a los estados de oxidación +1 y +5. Por ejemplo, el

ion bromito, BrO2-, o el ácido bromoso, HBrO2 (muy inestable).

El estado de oxidación +5 es termodinámicamente estable frente a la desproporción en disolución acuosa. Por ejemplo, el ion bromato, BrO3

-. El bromato es un oxidante fuerte (como el permanganato) más oxidante que el

clorato y cinéticamente más reactivo. Es además un carcinógeno (sospechas muy fuertes).

El ion perbromato, BrO4-, con un estado de oxidación +7, se reduce con

relativa facilidad y se prepara con dificultad: empleando flúor elemental o por métodos electrolíticos, es un oxidante muy fuerte 1,8 aunque algo lento desde

el punto cinético.

El BrO3F (fluoruro de perbromilo) es un agente nuevo mucho más inestable que el análogo clorado y tan reactivo que destruye hasta el teflón. Es también un ácido de Lewis al contrario de su homólogo clorado fluoruro de perclorilo, formando un

complejo BrO3F2(-1) análogo al XeO3F2. Cuando reacciona con ácidos de Lewis el bromo se reduce a +5 desprendiendo oxígeno, el análogo clorado no reaccciona

con pentafluoruro de antimonio SbF5.

El bromo también forma compuestos con otros halógenos (interhalógenos). Por ejemplo, BrF5, BrF3, IBr, etc.

El BrF5, es un líquido que reacciona explosivamente con casi todas las sustancias muy similar en reactividad al ClF3 capaz de hacer arder a las sustancias utilizadas

como extintores, el agua, vidrio, óxidos, haluros y una amplia variedad de sustancias inorgánicas reaccionan, las sustancias orgánicas reaccionan

explosivamente.

Hay muchos compuestos en los que el bromo presenta estado de oxidación -1, llamándose a éstos bromuros.

N-bromosuccinimida

Se pueden obtener fácilmente compuestos orgánicos bromados, por ejemplo, mediante bromación radicalaria con bromo molecular y en presencia de luz o

empleando N-bromosuccinimida, o bien por reacciones de adición o de sustitución. El compuesto orgánico bromuro de metilo, CH3Br, se emplea como plaguicida,

pero afecta a la capa de ozono. Se ha determinado que los átomos de bromo son más eficaces que los de cloro en los mecanismos de destrucción de la capa de

ozono, sin embargo los átomos de bromo están en menor cantidad.

El bromuro de hidrógeno, HBr, se obtiene por reacción directa de bromo con hidrógeno molecular o como subproducto de procesos de bromación de

compuestos orgánicos.A 400º ataca al vidrio.Es muy ácido. A partir de éste, se pueden obtener distintos bromuros, por ejemplo:

HBr + NaOH → NaBr + H2O

Es mucho más inestable que su análogo clorado y es reductor.

El ácido nítrico oxida a los bromuros en presencia de nitritos enérgicamente.

El bromo en disolución acuosa puede desproporcionar:

Br2 + OH- → Br- + HBrO

Pero la reacción no transcurre en medio ácido.

También se puede obtener por oxidación el ion Br2+.

YODO

Es esencial en el cuerpo humano para el adecuado funcionamiento de la tiroides por eso se suele agregar a la sal de mesa. También se emplea como antiséptico.

Número atómico 53

Valencia +1,-1,3,5,7

Estado de oxidación -1

Electronegatividad 2,5

Radio covalente (Å) 1,33

Radio iónico (Å) 2,16

Radio atómico (Å) -

Configuración electrónica [Kr]4d105s25p5

Primer potencial de ionización (eV) 10,51

Masa atómica (g/mol) 126,904

Densidad (g/ml) 4,94

Punto de ebullición (ºC) 183

Punto de fusión (ºC) 113,7

Descubridor Bernard Courtois en 1811

CARACTERISTICAS

Al igual que todos los halógenos, forma un gran número de moléculas con otros elementos, pero es el menos reactivo de los elementos del grupo, y tiene ciertas

características metálicas. Puede presentar diversos estados de oxidación: −1, +1, +3, +5, +7. Reacciona con el mercurio y el azufre