Grupos 7a, 6a, 5a y 4a de la tabla periódica

QUIMICA
MARIANA SILVA NIÑO
11-1
“La química comienza en las estrellas. Las estrellas son la fuente de
los elementos químicos, que son los componentes básicos de la
materia.”- Peter Atkins

Introducción
Para iniciar, el propósito de este
trabajo, eslograr mostrar una nueva
temática que se encuentra
relacionada conalgunosgruposdela
tabla periódica. Es de vital
importancia identificar cada uno de
los elementos que lo ponen, por
tanto, la siguiente información
estará directamente relacionado con ellos.
Justificación
Dichotrabajoserealiza con la finalidad de conocer esta nueva temática,
y todo lo que concierne a ella, pues es preciso identificar aspectos
importantes de la tabla periódica, como lo son los grupos: 7ª, 6ª, 5ª, y
por último, 4ª.
Objetivos
Lograr precisar conclaridad que elementosseencuentra incluidos
en los grupos, 7ª, 6ª, 5ª, y 4ª.
Identificar características de los grupos anteriormente
mencionados.
Adquirir todo tipo de conocimiento, con respecto al tema
presentado.

Procedimiento
Para este trabajo, no tomaremos algún link indicado por la profesora,
por lo contrario, haremos consultas con respecto a estos grupos que
serán de suma importancia en nuestro proceso de aprendizaje.
Marco Teórico
Tabla Periódica, ¿Qué es?
Es una disposición tabular de los elementos químicos, ordenados por
su número atómico, configuraciones electrónicas y propiedades
químicas recurrentes. Este orden muestra tendencias periódicas,
tales como elementos con comportamiento similar en la
misma columna. En general, dentro de una fila (período) los
elementos son metales en la izquierda, y no-metales en la
derecha.
La tabla periódica es uno de los símbolos más emblemáticos de
la ciencia, en ella se resumen muchos de los conocimientos de

la química. En cualquiera de sus versiones está presente en aulas
y laboratorios del mundo. Ninguna otra disciplina cuenta con
un documento parecido.
Importancia de la Tabla Periódica
La relevancia de la tabla periódica estriba enel hecho de presentar a los
elementos conocidosdeuna manera que seanfácilmentecomprensibles.
Este ordenpuedeser degranutilidad desdeelpuntodevista pedagógico
en la medida en que ofrece mucha información en lo que respecta a los
constitutivos básicos de la materia. Fue desarrollada a lo largo del
tiempo a medida en que se avanzaba con los conocimientos científicos;
es por esta circunstancia que en su historia puede llegar a presentar
muchas modificaciones y correcciones. Hoy en día, es un elemento
fundamental para cualquier persona que se esté formando en ciencias
duras.

Los elementos son sustancias simples, imposibles de descomponer en
otras de mayor simpleza. Están constituidos por electrones, protones y
neutrones; los primeros tienen carga negativa, los segundos carga
positiva y los terceros son neutros. Cada elemento debe tener la misma
cantidad deprotones, cantidadque se denomina númeroatómico. Enla
tabla periódica veremos a cada uno de estos elementos representados
por un determinado símbolo, símbolo que tendrá a su costado dos
pequeños números, uno arriba de otro: el de abajo remitirá al número
atómico, a la susodicha cantidad de protones, mientrasque el de arriba
hará referencia alnúmero másico, a la suma de protones y de neutrones
que exista en el núcleo del átomo en cuestión.

Grupos de la Tabla Periódica
Un grupo es una columna de la tabla periódica delos elementos. Hay 18
grupos en la tabla periódica estándar.
No es coincidencia que muchos de estos grupos correspondan a
conocidas familias de elementos químicos, ya que 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 grupotienen configuracioneselectrónicas similares
en los niveles de energía más exteriores; y como la mayoría de las
propiedadesquímicasdependenprofundamentedelas interaccionesde
los electrones que están colocados en los niveles más externos los
elementos de un mismo grupo tienen propiedades físicas y
especialmente químicas parecidas.

GRUPO 7A
El grupo de los halógenos (VII) se encuentra en la parte extrema
izquierda de la Tabla Periódica, presentan los más altos Potenciales de
Ionización y la más alta electronegatividad, en la distribución de los
electrones en sus átomos aislados se encuentran siete electrones en su
nivel cuántico de valencia; por lo que sus afinidades electrónicas son
elevadas, ya que cada átomo de halógeno puede obtener la estructura

estable del átomo de gas noble más próximo en la tabla periódica
ganando un solo electrón.
Sus propiedades generales las podemos resumir en el siguiente
cuadro:
ELEMENTO FLUOR CLORO BROMO YODO
No.
ATOMICO
9 17 35 93
P. A. 18.99 36 80 127
FORMULA F2 Cl2 Br2 I2
VALENCIA -1 -
1,+1,+3,+5,
+7
-
1,+1,+3,+5,
+7
-
1,+1,+3,+5,
+7
ESTADO F. Gas Gas Líquido Sólido
COLOR Amarillo
pálido
Amarillo
verde
Rojo ó
pardo
Gris acero
P
EBULLICIO
N
-187ºC -34.6ºC 53.3ºC 134ºC
P FUSION -223ºC -102ºC -7.3 114ºC
DENCIDAD 1.005 35.79 3.12 5
SOLUBILID
AD
Muy soluble Soluble Poco
soluble
Casi
insoluble
ACTIVIDAD
ES
QUIMICAS
Extremadame
nte activo
Muy activo Activo Menos
activo
Acción sobre
el Hidrógeno
Acción rápida
sin necesidad
de luz
Con luz
intensa
Rápida
únicamente
calentando
Acciónlenta
e
incompleta
aún en
caliente
Estos no metalestienen la electronegatividadmedia másalta dela tabla
periódica, no obstante la electronegatividad disminuye al aumentar el
peso atómico.
Todos los compuestosde los halógenos son sales solubles en el agua, de
tal manera que sus iones se encuentran presentes en el agua de mar.
Cerca del 75% de los sólidos disueltos en el agua de mar es sal comúno

Cloruro sódico. La sal común puede ser preparada por cristalización en
las salinas mediante evaporación solar.
Aunque el Flúor se halla solo en pequeña cantidad en el agua de mar,
porque sus compuestosson limitadamentesolublescomparadosconlos
otros halógenos, es sin embargo el veinteavo elemento por orden de
abundancia, se encuentra en el Espato flúor (Ca F2), que es utilizado
ampliamente como fundente en la industria del acero, y la Criolita
(AlNa3), que fundida, se emplea como disolvente en la preparación
electrolítica del aluminio.
El Yodo se encuentra como yodato sódico (NaIO3), junto con el nitrato
sódico en los depósitos de Nitrato de Chile y como yoduros en ciertos
manantialessalinosenCalifornia. Su concentraciónenelagua demar es
baja, pero afortunadamente, se concentra en los animales y plantas
marinas, pudiendo obtenerse a partir de las cenizas de algas. La
deficiencia de yodo en la alimentación es causa común de bocio.
REACCIONES DE LOS HALOGENOS
El comportamiento químico de los halógenos es muy similar, sin
embargo es frecuente que las desviaciones mas pronunciadas de las
propiedadesde cualquier grupose encuentranen el elemento de menor
peso atómico y en este caso se encuentra el Flúor.
1.-CON METALES.- Reaccionanfácilmenteconlosmetalesya vecescon
violencia, formando haluros iónicos:
2Al + 2Cl2 --------- 2AlCl3
2Sb + 3Br2 -------- 2SbBr3
Zn + I2 ------------ ZnI2
2.-CON NO METALES.- Reaccionan vigorosamente con el
fósforo amarillo, formando los trihaluros en primer lugar y luego los
pentahaluros:
2P + 3Br2 ------ 2PBr3
PBr3 + Br2------- PBr5

Con el Azufre el Flúor forma el hexafluoruro de azufre gaseoso, por su
parte el Br y el Cl reaccionan a elevadas temperaturas con el Azufre
para formar el monohaluro correspondiente:
S + 3F2 -----SF6
2S + Cl2 -----Cl2S2
3.- CON HIDROGENO.- Todos los Halógenos reaccionan con el
H2 para formar los correspondientes hidrácidos.
H2 +F2 -----2HF
H2 + Cl2 ----- 2HCl
H2 + Br2 ----- 2HBr
H2 + I2 ------2HI
Los Halógenos no se combinandirectamenteconelOxígeno, Nitrógeno
y el Carbono.
Propiedades generales del grupo VIIA:
Los elementosdel grupoVIIA tambiénllamadoshalógenospor ser todos
formadores de sales. Tienen siete electrones en el último nivel y son
todos no metales.
Tienenlasenergíasdeionizaciónmáselevadasyenconsecuencia sonlos
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.

Nombres y símbolos de cada elemento del grupo
F: Flúor.
Cl: Cloro.
Br: Bromo.
I: Yodo.
At: Ástato.
Origen,ubicaciónyefectosambientalessobreelagua,
aireosuelodedichos elementososuscompuestos:
Flúor:
Descubierto
Henri Moissan.
Lugar de descubrimiento
Francia.

Año de descubrimiento
1886.
Origen del nombre
De la palabra latina "fluere", que significa "fluir".
Efecto ambiental
En el medio ambienteel flúor no puede ser destruído; solamentepuede
cambiar de forma. El flúor que se encuentra en el suelo puede
acumularse en las plantas. La cantidad de flúor que tomen las plantas
depende del tipo de planta, del tipo de suelo y de la cantidad y tipo de
flúor que se encuentre en el suelo. En las plantas que son sensibles a la
exposición del flúor incluso bajas concentraciones de flúor pueden
provocar daños en las hojas y una disminución del crecimiento.
Los animalesque ingierenplantasque contienenflúor puedenacumular
grandes cantidades de flúor en sus cuerpos. El flúor se acumula
principalmente en los huesos. Como consecuencia, los animales
expuestos a elevadas concentraciones de flúor sufren de caries y
degradación de los huesos.
Cloro

Descubridor
Carl Wilhelm Scheele
Suecia.
1774.
Origen del nombre
De la palabra griega"chloros", que significa"verdepálido", reflejandoel
color del gas.
Efecto ambiental
El cloro se disuelve cuando se mezcla con el agua. También puede
escaparse del agua e incorporarse al aire bajo ciertas condiciones. La
mayoría de las emisiones de cloro al medio ambiente son al aire y a las
aguassuperficiales. Una vezen el aireoen el agua, elclororeacciona con
otros compuestos químicos. Se combina con material inorgánico en el
agua para formar sales de cloro, y con materia orgánica para formar
compuestos orgánicos clorinados.
Bromo

Descubridor
Antoine J. Balard.
Francia.
1826.
Origen del nombre
De la palabra griega "brómos" que significa "fetidez", debido al fuerte y
desagradable olor de este elemento, sobre todo de sus vapores.
Efecto Ambiental
Los bromuros orgánicos son a menudo aplicados como agentes
desinfectantes y protectores, debido a sus efectos perjudiciales para los
microorganismos. Cuando se aplican en invernaderos y en campos de
cultivo pueden ser arrastrados fácilmente hasta las aguas superficiales,
lo que tiene efectos muy negativos para la salud de las daphnia, peces,
langostas y algas.
Los bromuros orgánicos son también perjudiciales para los mamíferos,
especialmente cuando se acumulan en los cuerpos de sus presas. Los
efectosmásimportantessobrelosanimalessondañosnerviososy daños
en el ADN, lo que puede aumentar las probabilidades de desarrollar
cáncer.
Los bromuros orgánicos no son muy biodegradables; cuando son
descompuestosse formanbromurosinorgánicos. Éstospueden dañar el
sistema nervioso si son absorbidos en grandes dosis.

Yodo
Descubridor
Bernard Courtois.
Francia.
1811.
Origendel nombre
De la palabra griega"iodes" que significa"violeta", aludiendoalcolor de
los vapores del yodo.
Efecto ambiental
El yodo puede ser radioactivo. Los isótopos radioactivos se forman de
manera natural durante reacciones químicas en la atmósfera. La
mayoría de los isótopos radioactivos del yodo tienen unas vidas medias
muy cortas y se transformarán rápidamente en compuestos estables de
yodo. Sin embargo, hay una forma radioactiva del yodo que tiene una

vida media de millones de años y que es seriamente perjudicial para el
medio ambiente. Este isótopo entra en el aire desde las plantas de
energía nuclear, donde se forma durante el procesamiento del uranio y
el plutonio. Los accidentes en las plantas nucleares han provocado la
emisión de grandes cantidades de yodo radioactivo al aire.
Ástato:
Descubridor
Dale Corson, K. MacKenzie, EmilioSegrè.
USA.
1940.

Origendel nombre
De la palabra griega"ástatos" que significa"inestable", debidoa que
este elemento carecía deisótoposestables.
Efecto ambiental
El Ástato no se da en cantidadessignificativasenla biosfera, así que
normalmentenunca presenta riesgos.
GRUPO 6A
Los elementos que componenal grupode los anfígenosson:
 Oxígeno(O)
 Azufre (S)
 Selenio (Se)
 Telurio(Te)
 Polonio (Po)

TELURIO
POLONIO
El grupo VIA está formado por los elementos oxígeno (O), azufre (S),
selenio (Se), teluro (Te) y polonio (Po). El oxígeno es el más abundante
e importante de los elementos del grupo. El azufre se conoce desde la
antigüedad.
El oxígenoaparentementelodescubrióKarlScheeleen el año 1771, pero
el descubrimiento generalmente se le atribuye a Joseph Priestley quien
publicó sus resultados el año 1774, tres años antes de que aparecieran
los resultados de Scheele.

En 1782 Müller von Irichenstein anuncia el descubrimiento del teluro
aislándolo de una mena de oro, y 35 años más tarde, en 1817, Juan J.
Berzelius aísla el selenio de los residuos de los tanques de ácido
sulfúrico.
Finalmente, en1898 MarieCurieanunciaeldescubrimientodelpolonio.
Como se mencionó anteriormente, entre los elementos representativos
se observa que aunque el miembro más ligero de cualquier grupo tiene
muchas propiedades en común con los elementos más pesados, lo cual
es de esperar en vista de la semejanza de las estructuraselectrónicasde
sus capas de valencia en los átomos gaseosos, también tiene un
comportamientobastanteindividualen muchos aspectos importantes.
Ya hemos visto, por ejemplo, que en el grupo VIIA el flúor a veces tiene
un comportamiento diferente al resto de los halógenos: afinidad
electrónica y energía dedisociacióndelenlace F-F anormalmentebajas,
el HF es el único ácido halogenhídrico que se comporta como un ácido
débil, etc. De hecho, las químicasdeboro, carbono, nitrógenoyoxígeno,
por una parte, y dealuminio, silicio, fósforoy azufrey los elementos más
pesados de cada uno de los grupos respectivos, por otra, son lo
suficientemente diferentes como para considerar a los elementos del
tercer período, y no a los del segundo período, como prototipos del
grupo. Es por ello que del grupo VIA al gru- 2 po IIIA, después de
examinar las características generales del grupo, consideraremos al
primer miembro de cada grupo por separado.
Grupo del Oxígeno

El grupoVIA delsistema Periódicoogrupodeloxígenoestá formadopor
los elementos: oxígeno, azufre, selenio, telurio, polonio.
Por encontrarse en el extremo derecho de la Tabla Periódica es
fundamentalmente no-metálico; aunque, el carácter metálico aumenta
al descender en el grupo.
Como en todos los grupos, el primer elemento, el oxígeno, presenta un
comportamiento anómalo, ya que al no tener orbitales d en la capa de
valencia, sólo puede formar dos enlaces covalentessimples o uno doble,
mientras que los restantes elementos pueden formar 2, 4 y 6 enlaces
covalentes.
Propiedades atómicas
La configuración electrónica de los átomos de los elementos del grupo
VIA en la capa devalencia es: ns2 np2+1+1. El oxígeno, cabeza degrupo,
presenta, igualque en el casodel flúor, unascaracterísticasparticulares

que le diferenciandel resto(Principiodesingularidad). Posiblesformas
de actuación:
El oxígeno es un gas diatónico. 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
formandocompuestosiónicos. Estoselementos tambiénpuedenformar
compuestos moleculares con otros no metales, en especial el oxígeno.
El polonio es un elemento radioactivo, difícil de estudiar en el
laboratorio.
Pérdida de electrones
El alto valor de los potenciales de ionización, pero sobre todo el alto
poder polarizaste de sus cationes (debido a su pequeño tamaño) hacen
que sólo el polonio délugar a sales. Sinembargo, sí que se conocen sales
de cationes poli atómicos.
Ganancia de electrones
Pueden actuar comoaniones dinegativos, -2 , nunca mononegativos, ya
que la mayor energía de red de los compuestosresultantescompensa el
valor desfavorablede la electroafinidad. Dadoque el tamañodel anión -
2 crece conforme se desciende en el grupo, también lo hace su
polarizabilidad, demodo 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 tamañomoderado), 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.
Capa de valencia
La presencia de pares electrónicos sin compartir en la capa de valencia
permite la formación de, al menos, un tercer enlace covalente dativo.
Además, la presencia de pares de electrones no compartidos puede
influir en la fortaleza del enlace.
Debilitando el enlace con otros átomos que presenten también pares
electrónicos de no enlace.
Fortaleciendoel enlace con átomosque dispongande orbitalesvacantes
de energía adecuada.
Salvo el cabeza de grupo, pueden ampliar su octeto, actuando como
hipervalentes. En estos casos es frecuente la formación de enlaces
múltiples, ya que la disposición espacial de los orbitales d permite un
buen solapamientopπ-dπa distanciasenlas que el solapamientopπ-pπ
sería despreciable. Además pueden utilizar los orbitales nd vacantes,
estabilizados por la unión a átomos muy electronegativos, para actuar
como ácidos de Lewis.
Estado natural
Oxígeno
El oxígenoes el elemento más abundanteen el planeta tierra. Existeen
estadolibre, como O2, en la atmósfera (21% en volumen), pero también
combinadoenelagua yformandopartediversosóxidosyoxosales, 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
presentanestructurasderivadasdeenlacessencillos. Esto es debidoa la
disminución de la eficacia del solapamiento lateral a medida que
aumenta el tamaño de el.
Obtención
Industrialmente, seobtienedela destilaciónfraccionadadelairelíquido.
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.
Azufre
El azufre se encuentra: nativo(en zonas volcánicasy 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.
Variedadesrómbicaymonoclínica (anillosS8), azufre plástico(cadenas
Sn).
En estado líquido.
Anillos S8 y cadenas de longitud variable.
En fase gas.
Cicloazufre, cadenas Sn (n = 3-10), S2
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.
Teluro
Presenta una única variedad alotrópica, el Te gris, similar al Se gris.
Tiene un carácter más metálico que el anterior.
Polonio
Presenta dos alótropos: cúbico simple y romboédrico, en los que que
cada átomo está directamente rodeado por seis vecinos a distancias
iguales (d0=355pm). Ambos alótropos tienen carácter metálico.
Carácter metálico en el grupo
Los elementos de este grupo muestran una transición paulatina desde
las propiedades típicamente covalentes en la parte alta del grupo hasta
las típicamente metálicas del elemento más pesado; y constituyen un
excelente ejemplo de como los modelos de enlace covalente y metálico
son, únicamente, casosextremosimaginariosdeuna situaciónreal más
compleja de interpretar. Esteaumentose pone de manifiestono solo en
la variación progresiva de sus propiedades físicas y químicas sino
también en cambios en sus estructuras.
Reactividad
Oxígeno
Reactividad con los principales elementos de la tabla periódica.
Relación entre reactividad y estructura del elemento.
Ozono
Mayor reactividad del ozono, tanto desde el punto de vista
termodinámico como cinético. La gran diferencia de reactividad entre

los dos alótropos del oxígeno pone de manifiesto que las propiedades
químicas dependen del estado elemental.
Resto del grupo
La reactividad del resto de los calcógenos va siendo cada vez menor a
medida que descendemos en el grupo.
Reactividad con elementos y compuestos.
Reactividad en disolución acuosa: se comportan como oxidantes
bastante buenos debido a la general insolubilidad de los calcogenuros,
que retirandeinmediatoiones. El2- delmedio, favoreciendola reacción.
También se pueden comportar como reductores, pasando a estados de
oxidación formal positivos.
Aplicaciones
Los elementos del grupo vi a, conocidos como la familia del grupo
del oxígeno, comprenden al oxigeno (o), azufre (s), selenio (se), telurio
(te) y polonio (po). aunque todosellos tienenseis electronesde valencia,
sus propiedades varian de no metalicas a metalicas en cierto grado,
conforme aunmenta el numero atomico.
Oxígeno: 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 oxigeno 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
oxigenoconstituyeel 21 % en volumen del airey el 49.5 % en peso de la
corteza terrestre. La otro forma alotropica del oxigenoes el ozono, cuya
formula eso3 es masreactivoque eloxigenoordinarioy sepuedeformar
a partir deoxigenoen un arcoelectrico, comoel descargador a distancia

de un motor electrico, tambiensepuedeproducir ozonopor la acciónde
la luz ultravioleta sobreel oxigeno; estoexplica elaroma " fresco del aire
durante las tormentas electricas".
Azufre
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
atomosdeazufreconectadosa unanillo; su formula ess8 . el azufretiene
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
fabricacióndepólvora y el vulcanizadodel caucho. Algunoscompuestos
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 es un no metal que presenta interesantespropiedadesy usos.
la conductividad deesteelemento aumenta conla intensidad dela luz. a
causa de esta fotoconductividad, el selenio se a utilizado en los
medidoresde luz para camarasfotograficasy en fotocopiadoras, perola
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 vidriolo hace utilen la fabricaciónde lentes para señales luminosas.
Se utiliza básicamente en electricidad y electrónica, como en células
solaresy rectificadores. Seañadea losacerosinoxidablesyescatalizador
de reaccionesde deshidrogenación. Algunoscompuestosse empleanen

la fabricación del vidrio y esmaltes. Los sulfuros se usan en medicina
veterinaria y champús. El dióxido de selenio es un catalizador muy
utilizadoenreaccionesdeoxidación, hidrogenaciónydeshidrogenación
de compuestos orgánicos.
Telurio
El telurio, tiene aspecto metálico, pero es un metaloide en el que
predominan las propiedades no metálicas. se emplea en
semiconductores y para endurecer las placas de los acumuladores de
plomo y el hierro colado. Se presenta en la naturaleza en diversos
compuestos, perono es abundante. elpolonio es un elemento radiactivo
poco común que emite radiación alfa y gama; su manejo es muy
peligroso. los usos de este elemento se relacionan con su radiactividad,
y fue descubierto por marie Curie, quien le dio este nombre en honor a
su natal polonia.
Se emplea para aumentar la resistencia a la tensión en aleaciones de
cobre y plomo y en la fabricación de dispositivos termoeléctricos.
Tambiénseutiliza comoagentevulcanizadoryen la industria delvidrio.
El telurio coloidal es insecticida y fungicida.
Polonio
Los isótopos constituyen una fuente de radiación alfa. Se usan en la
investigación nuclear. Otro uso es en dispositivos ionizado res del aire
para eliminar la acumulación de cargas electrostáticas.

Grupo VA o Familia del Nitrógeno.
Sus elementos poseen 5 electrones de valencia, por lo tanto tienden a
formar enlaces covalentes, y en ocasiones algunos forman enlaces
iónicos (Sb y Bi). A medida que se desciende.
En este grupo el nitrógeno (N) y el fósforo (P) son no metales, el
arsénico (As) y antimonio (Sb) son metaloides, y el bismuto (Bi) es un
metal. El nitrógeno existe como gas diatómico (N2), forma numerosos
óxidos, tiene tendencia a aceptar tres electrones y formar el ion nitruro
N 3-
El fósforo existe como como moléculas de P4, forma dos óxidos sólidos
de fórmulas P4O6 y P4O10. El arsénico, antimonio y bismuto tienen
estructurastridimensionales. El bismutoes con muchoun metalmucho
menos reactivo que los de los grupos anteriores.
Elementos, Propiedades y Usos.
NITRÓGENO.
Nitrógeno Líquido - Imagen 2
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
tambiéndemuchosmaterialesorgánicos. Su principalfuenteminerales
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 obtienea granescala por destilación fraccionada deaire
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.
Además, el nitrógeno líquido se utiliza extensamente en criogenia para
alcanzar bajastemperaturasycomo gas para crear atmósferas inertes.
Obtención de fertilizantes.
Se usa en pequeñas cantidades en lámparas
Es componente básico del ácido nítrico, amoniaco, cianamidas, 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

Chiste nitrógeno - Imagen 3
FÓSFORO.
Fósforo Rojo - Imagen 4
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 tienesu origen en el ángulo de 60º de las unidadesP4. Es
la más reactiva de todas las formas alotrópicas.
Fósforo negro: Es cinéticamente inerteynoardealaireinclusoa 400°C.
Fósforo rojo: No es venenoso, insoluble en todos los disolventes y arde
al airepor encima delos 400°C. Reacciona conloshalógenos conmenor
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
Configuración electrónica [Ne]3s23p3
Punto de ebullición (ºC) 280
Punto de fusión (ºC) 44,2
Descubridor Hennig Brandt en 1669

chiste fósforo - Imagen 5
ARSÉNICO
Arsénico - Imagen 6
El arsénico se encuentra en cuatro formas alotrópicas
metálica oarsénico 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 arsénicoamarillo, por la acciónde 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
cristalizadoque 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 tiendea bajar elpuntodefusión y a causar fragilidad.
APLICACIONES:
El arsénicose usa en aleacionesno ferrosas para aumentar la dureza de
las aleaciones de plomo facilitando la fabricación de perdigones
Se aplica enla elaboracióndeinsecticidas( arseniatodecalcioyplomo),
herbicidas, raticidas y fungicidas
Fabricacióndevidrio, textiles, papeles, adhesivosdemetal, preservantes
de alimentos, procesos de bronceado y conservación de pieles
El arsénico de máxima pureza se utiliza para la fabricación de
semiconductores
Se aplica enla elaboracióndeinsecticidas( arseniatodecalcioyplomo),
herbicidas, raticidas y fungicidas
Se utiliza como colorantesde algunaspinturasy papeles en cerámicasy
vidriería..
Se usa en la industria dela pirotecniapara la preparación de bengalas .
Seencuentra comercialmentecomometalenforma deterrones, enpolvo
o aleaciones.
PROPIEDADES
Símbolo As
Número atómico 33
Valencia +3,-3,5

Configuración electrónica [Ar]3d104s24p3
Punto de fusión (ºC) 817
Descubridor Antigüedad
Dato

"Arsénico es un elemento altamente toxico comúnmente usado en
veneno para ratas"
Imagen 7
ANTIMONIO
El antimonio no es un elemento
abundanteenla naturaleza, muyrarvez se encuentra en forma naturaly
con frecuencia se encuentra como una mezcla isomorfa con arsénico
(allemonita). Su símbolo Sb se obtiene de la palabra Stibium.Es duro,
frágily cristalizadoque no es ni maleableni 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 estadolíquidolocuallo hacediferentea los metalesnormales, en
forma metálica esmuyquebradizo, decolor blanco-azulosoconunbrillo
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 másimportantedeloscompuestosen forma deóxidoes el trióxidode
antimonio el cual se usa principalmente como retardante de llama.
El antimonioseobtienecalentandoelsulfurocon hierro, ocalentandoel
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
Configuración electrónica [Kr]4d105s25p3

BISMUTO
Bismuto - Imagen 10
Es un metalpesado(esel elementomásmetálicodeestegrupo), decolor
blancogrisáceoy cristalizadoque tienebrillo muy apreciable. Es una de
los pocos metales que se dilatan en su solidificación, también es el más
diamagnéticode todos los metalesy su conductividad térmicaesmenor
que la de otros metales (excepto la del mercurio). Se oxida ligeramente
cuando esta húmedo y es inerte al aire seco a temperatura ambiente,
cuandosupera su punto de fusión se forma rápidamenteuna 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
Configuración electrónica [Xe]4f145d106s26p3
Densidad (g/ml) 9,8
Descubridor Antigüedad

GRUPO 4A
Los elementosque componena la familia delcarbonoocarbonoidesson:
 Carbono (C)
 Silicio (Si)
 Germanio (Ge)
 Estaño (Sn)
 Plomo (Pb)
El carbonoesun no metal, es uno de los elementos massignificativosde
la tabla periódica porque integra una gran cantidad de compuestos, y
entre ellos a las sustancias que forman a los seres vivos. El carbono se
presenta en la naturaleza formando distintas sustancias, como carbón
de piedra, petróleo, grafito, diamante y carbonatos.

La mayor parte de las rocas está formada por silicio, es por lo tanto el
elemento mas abundante de la corteza terrestre. Actualmente se usa
como semiconductor de los circuitos de las computadoras.
1. 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,
aumentandoestenúmeroenunos 500.000 compuestospor año, y
forma partede todos los seres vivos conocidos. Forma el 0,2 % de
la corteza terrestre.
Características:

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
otrosátomospequeños, incluyendootrosátomosdecarbonoconlosque
puede formar largas cadenas, y su pequeño radio atómico le permite
formar enlaces múltiples. Así, con el oxígeno forma el dióxido de
carbono, vitalpara elcrecimientodelasplantas, con el hidrógenoforma
numerosos compuestos denominados genéricamente hidrocarburos.
carbonoy diamanteenforma alotrópica
Estados alotrópicos: 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
diamantees tetraédrica y la del grafitoes mucho más sencilla. Pero por
estar dispuestos en diferente forma, su textura, fuerza y color son
diferentes.

silicioen estado natural
2. 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, másactivoque la variantecristalina, que sepresenta
en octaedros de color azul grisáceo y brillo metálico.
Características: 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
siliciocristalinotieneuna dureza de 7, suficientepara rayar el vidrio, de
dureza de 5 a 7. El silicio tieneun punto de fusión de 1.411 °C, un punto
de ebulliciónde2.355 °Cy una densidad relativa de2,33(g/ml). Su masa
atómica es 28,086 u
Estadosdel silicio: El siliciolopodemosencontrar endiversasformasen
polvo, policristal ver y olivino

https://es.wikipedia.org/wi
ki/Silicio
https://es.wikipedia.org/wiki/Silicio
Aplicaciones: Seutiliza en aleaciones, en la preparacióndelas siliconas,
en la industria de la cerámica técnica y, debido a que es un material
semiconductor muyabundante, tieneun interésespecialen la industria
electrónica y microelectrónicacomomaterialbásicopara la creaciónde
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.
germanioestadonatural
3. 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
distribuidoen la corteza terrestrecon una abundanciade6.7 partespor
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.
Características:
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 grannúmerode compuestosorganometálicosyes 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
eficaza la radiacióninfrarrojay puede usarse en amplificadoresde 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/Geparaaumentar la movilidad deloselectronesenelsilicio
(streched silicon).Óptica de infrarrojos: Espectroscopios, sistemas de
visión nocturna yotrosequipos. Lentes, con altoíndicede refracción, de
ángulo ancho y para microscopios. En joyería se usa la aleación Au con
12% de germanio.

4. Estaño: El estañose conocedesde antiguo: enMesopotamia sehacían
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% enpeso de la corteza. Raramentese 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 obtieneel metal. Para purificarlo(sobretodo
de hierro) se eliminanlas impurezassubiendoun pocopor encima de la
temperaturadefusión del estaño, con lo que éste sale en forma líquida.
Características:
Es un metal, maleable, que no se oxida y es resistentea la corrosión. Se
encuentra en muchas aleaciones y se usa para recubrir otros metales
protegiéndolosdela corrosión. Una desuscaracterísticasmásllamativas
es que bajo determinadas condiciones forma la peste del estaño.

estaño casi en polvo
Formas alotrópicas:
El estaño puro tiene dos variantes alotrópicas: El estaño gris, polvo no
metálico, conductor, de estructura cúbica y estable a temperaturas
inferioresa 13,2 °C, que es muy frágilytieneun peso específicomásbajo
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 delvidrio. Loscompuestosdeestañoseusan
para fungicidas, tintes, dentífricos (SnF2) ypigmentos. Seusa para hacer
bronce, aleación de estaño y cobre. Se usa para la soldadura blanda,
aleado con plomo. Se usa en aleacióncon plomo para fabricarla 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 determinadosaparatoseléctricosy electrónicos. El estaño
también se utiliza en la industria de la cerámica para la fabricación de
los esmaltescerámicos. Su funciónesla siguiente: enbaja yen alta es un
o pacificante. En alta la proporción del porcentaje es más alto que en
baja temperatura.

plomo en estadonatural
5. 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 deesteelementodependedelastemperaturas
del ambiente, lascualesdistiendensusátomos, olosextienden. Elplomo
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 yse fundeconfacilidad. Su fusiónseproducea 326,4
°C y hierve a 1745 °C. Las valencias químicas normales son 2 y 4.
Características:
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
comoel calcioestañoy 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
empleoadecuada. La ductilidad únicadelplomolohaceparticularmente
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) devidrioydecerámica, lasque resultanútilesparaintroducir
plomo en los acabados del vidrio y de la cerámica. La asida de plomo,
Pb(N3)2, es el detonador estándar para los explosivos plásticoscomoel
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
poseanun exoesqueleto. El litargirio(óxidodeplomo) se emplea mucho
para mejorar las propiedades magnéticas de los imanes de cerámica de
ferrita de bario.
WEB – GRAFIA
http://es.wikipedia.org/wiki/Familia_del_carbono
http://www.buenastareas.com/ensayos/Grupo-4A-De-La-Tabla-
Periodica/595370.html http://es.wikipedia.org/wiki/Carbono http://clasificacionelementos
.blogspot.com/2010/04/grupo-iv-la-familia-del-
carbono.html https://es.wikipedia.org/wiki/Silicio http://es.wikipedia.org/wiki/Germanio ht
tp://www.lenntech.es/periodica/elementos/ge.htm
http://es.wikipedia.org/wiki/Esta%C3%B1o

Grupos 7a, 6a, 5a y 4a de la tabla periódica

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