Quimica

QUIMICA
DANIELA NIETO SALAZAR
11-1
INSTITUCION EDUCATIVA EXALUMNAS DE LA PRESENTACIÓN
QUIMICA
IBAGUÉ – TOLIMA
2018

GRUPOS DE LA TABLA PERIODICA
(7ª, 6ª, 5ª Y 4ª)
DANIELA NIETO SALAZAR
PROFESORA- DIANA FERMANDA JARAMILLO
INSTITUCION EDUCATIVA EXALUMNAS DE LA PRESENTACIÓN
QUIMICA
IBAGUÉ-TOLIMA
2018

TABLA DE CONTENIDO
1. INTRODUCCION.
2. OBJETIVOS.
3. GRUPO Vllª
-Flúor.
-Cloro.
-Bromo.
-Yodo.
-Ástato.
4. GRUPO Vlª.
-Oxigeno.
-Azufre.
-Selenio.
-Teluro.
-Polonio.
5. GRUPO Vª.
-Nitrógeno.
-Fosforo.
-Arsénico.
-Antimonio.
-Bismuto.

6. GRUPO lVª.
-Carbono.
-Silicio.
-Germanio
-Estaño.
-Plomo.
7. CONCLUSIONES.
8. WEDGRAFIA.

INTRODUCCIÓN
La tabla periódica es un instrumento muy importante y familiar para nuestras vidas
que forma parte del material didáctico para cualquier estudiante y estudiante de la
química, medicina e ingeniería. En la tabla periódica se obtienen datos necesarios
de algún elemento determinado, conoceremos la historia de la tabla periódica, de
quienes fueron los químicos en construir la tabla periódica que hoy conocemos y
cuáles fueron las primeras clasificación de los elementos, como el descubrimiento
de los elementos de la tabla periódica y la noción de cada elemento y las
propiedades periódicas ya que cada elemento tiene casi la misma propiedad
química, pero no se utilizan para la misma tarea, también se explicara sobre que
es un peso atómico y quien fue el descubridor de la misma, ya que cada elemento
de la tabla periódica posee diferente peso atómico.
La organización de la tabla periódica de los elementos fue llevada a cabo
teniendo en cuenta diferentes características de los elementos: en cada grupo
y periodo, los elementos cuentan con particularidades comunes o muy
similares que los hacen integrar los mismos, como son: textura, composición,
resultados después de una reacción, tipos de enlace que forman, presencia y
función en la naturaleza, usos comunes niveles de energía que los electrones
alcanzan, ubicación en los orbitales, etc. En ese orden de ideas, se dará a
conocer a continuación información acerca de 4 importantes grupos de
elementos, nombrando individualmente los que componen cada uno,
características comunes y demás aspectos relevantes para poder su
clasificación y reconocimiento.
OBJETIVOS
1. Identificar los elementos que conforman los grupos 7a, 6a, 5a y 4a,sus
características particulares y las comunes.
2. Reconocer los nombres de los grupos y los elementos que los conforman.
3. Conocer las características, compuestos, usos y otros temas relacionados de
los elementos de cada grupo.

GRUPO Vllª
(HALOGENOS)
Los elementos de la tabla periódica 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.
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

Nombre Flúor
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 1s2
2s2
2p5
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
Símbolo F, número atómico 9, miembro de la familia de los halógenos con el
número y peso atómicos más bajos. Aunque sólo el isótopo con peso atómico 19
es estable, se han preparado de manera artificial los isótopos radiactivos, con
pesos atómicos 17 y 22, el flúor es el elemento más electronegativo, y por un
margen importante, el elemento no metálico más energético químicamente.
PROPIEDADES:
El flúor elemental es un gas de color amarillo pálido a temperaturas normales. El
olor del elemento es algo que está todavía en duda. La reactividad del elemento
es tan grande que reacciona con facilidad, a temperatura ambiente, con muchas
otras sustancias elementales, entre ellas el azufre, el yodo, el fósforo, el bromo y
la mayor parte de los metales.

( FLUOR A TEMPERATURAS NORMALES)
Dado que los productos de reacción con los no metales son líquidos o gases, las
reacciones continúan hasta consumirlo por completo, con frecuencia con
producción considerable de calor y luz. En las reacciones con los metales forma
un fluoruro metálico protector que bloquea una reacción posterior a menos que la
temperatura se eleve. El aluminio, el níquel, el magnesio y el cobre forman tales
películas de fluoruro protector.
COMPUESTOS:
El oxígeno combustiona mejor con los HC porque siempre se forma CO2, en
cambio con flúor pueden formarse perfluorcadenas que son bastante inertes. El
compuesto más oxidante puede ser el O2)F2) o bien el ion XeF+. El flúor se puede
obtener químicamente en reacciones de ácidos de Lewis.

(ACIDOS LEWIS BASE)
 Se emplean numerosos compuestos orgánicos en los que se han sustituido
formalmente átomos de hidrógeno por átomos de flúor. Hay distintas formas de
obtenerlos, por ejemplo mediante reacciones de sustitución de otros
halógenos: CHCl3 + 2HF → CHClF2 + 2HCl.
 Los CFC se han empleado en una amplia variedad
de aplicaciones, por ejemplo como refrigerante,
propelentes, agentes espumantes, aislantes, etc.,
pero debido a que contribuyen a la destrucción de
la capa de ozono se han ido sustituyendo por otros
compuestos químicos, como los HCF. Los HCFC
también se emplean como sustitutos, pero también
destruyen la capa de ozono, aunque en menor
medida a largo plazo.
 El politetrafluoroetileno (PTFE), es un polímero denominado
comúnmente teflón.
TOXICIDAD:
La toxicidad del flúor viene por su afinidad a unirse al zinc (básico para el
aprendizaje, la memoria y la formación de anticuerpos), y al yodo (básico para la
tiroides y el sistema hormonal del cuerpo y otras funciones, siendo además el
yodo quelante de mercurio), esto es similar al mercurio que se amalgama con el

yodo y el zinc). Además, el exceso de flúor puede producir malformaciones óseas,
aparte de un "endurecimiento y fragilidad" de los huesos con una mayor facilidad a
su rotura. En definitiva, el flúor puede dañar el sistema de aprendizaje, memoria,
salud, sistema hormonal, huesos, y así de energía y productividad de las
personas.
CLORO
Nombre Cloro
Número atómico 17
Valencia +1,-1,3,5,7
Electronegatividad 3.0

Configuración electrónica [Ne]3s2
3p5
Punto de ebullición (ºC) -34,7
Elemento químico, símbolo Cl, de número atómico 17 y peso atómico 35.453. El
cloro existe como un gas amarillo-verdoso a temperaturas y presiones ordinarias.
Es el segundo en reactividad entre los halógenos, sólo después del flúor, y de aquí
que se encuentre libre en la naturaleza sólo a las temperaturas elevadas de los
gases volcánicos. Se estima que 0.045% de la corteza terrestre es cloro. Se
combina con metales, no metales y materiales orgánicos para formar cientos de
compuestos.
ABUNDANCIA:
El cloro se encuentra en la naturaleza combinado con otros elementos,
principalmente en forma de cloruro de sodio, NaCl, y también otros minerales
como la silvina, KCl, o la carnalita, KMgCl3•6H2O. Es el halógeno más abundante
en el agua marina con una concentración de unos 18000 ppm. En la corteza
terrestre está presente en menor cantidad, unos 130 ppm. Es prácticamente
imposible encontrarlo sin combinar con otros elementos, debido a su alta
reactividad.
COMPUESTOS Y SUS APLICACIONES:
Algunos cloruros metálicos se emplean como catalizadores. Por ejemplo, FeCl2,
FeCl3, AlCl3.

ÁCIDO CLORHÍDRICO, (HCL): Se emplea en la
industria alimentaria por ejemplo en la producción de la
gelatina disolviendo con ella la parte mineral de los
huesos y en la industria metalúrgia como desincrustante,
productos de limpieza, abrillantador de pisos, destapador
de caños y tuberías.
(ESTRUCTURA DEL ACIDO HCL)
ÁCIDO HIPOCLOROSO (HCLO): Se emplea en la depuración de aguas y alguna
de sus sales como agente blanqueante.
(ESTRUCTURA DEL ACIDO HCLO)
ÁCIDO CLOROSO, (HClO2 : La sal de sodio correspondiente, NaClO2, se
emplea para producir dióxido de cloro, ClO2, el cual se usa como desinfectante.
(ESTRUCTURA DEL ACIDO HCLO2)
ÁCIDO CLÓRICO (HCLO3): El clorato de sodio, NaClO3, también se puede
emplear para producir dióxido de cloro, empleado en el blanqueo de papel, así
como para obtener clorato.

(FIGURA GRAFICA Y ESTRUCTURAL DEL ACIDO HCLO3)
ÁCIDO PERCLÓRICO (HCLO4): Es un ácido oxidante y se emplea en la industria
de explosivos. El perclorato de sodio, NaClO4, se emplea como oxidante y en la
industria textil y papelera.
ISÓTOPOS:
En la naturaleza se encuentran dos isótopos estables de cloro. Uno de masa 35
uma, y el otro de 37 uma, con unas proporciones relativas de 3:1 respectivamente,
lo que da un peso atómico para el cloro de 35,5 uma. El cloro tiene 9 isótopos con
masas desde 32 uma hasta 40 uma. Sólo tres de éstos se encuentran en la
naturaleza: el 35Cl, estable y con una abundancia del 75,77%, el 37Cl, también
estable y con una abundancia del 24,23%, y el isótopo radiactivo 36Cl. La relación
de 36Cl con el Cl estable en el ambiente es de aproximadamente 700 × 10-
15:1.El 36Cl se produce en la atmósfera a partir del 36Ar por interacciones con
protones de rayos cósmicos. En el subsuelo se genera 36Cl principalmente
mediante procesos de captura de neutrones del 36Cl, o por captura de muones
del 40Ca. El 36Cl decae a 36S y a 36Ar, con un periodo de semidesintegración
combinado de 308000 años.

(REPRESENTACION GRAFICA DE LOS ISOTOPOS)
BROMO
Nombre Bromo
Número atómico 35
Configuración electrónica [Ar]3d10
4s2
4p5

Primer potencial
de ionización (eV) 11,91
Punto de ebullición (ºC) 58
ORIGEN:
El origen natural del bromo se desarrolla con una combinación de compuestos
que se encuentran en el mar, cuando salmueras y sales naturales del mar y los
lagos se evaporan. De este modo, existen varios depósitos naturales de bromo en
el mundo. Además, cada año se producen unas 330.000 toneladas a nivel
mundial. Gran parte de la producción de bromo ocurre en forma de dibromuro de
etileno, un compuesto depurador de plomo que se emplea en la fabricación de
gasolina y compuestos antidetonantes.
(BROMO REPRESENTACION GRAFICA)
CARACTERISTICAS:

Este elemento es parte del grupo de los halógenos, es un líquido de tipo no metal
y de un característico color tierra rojiza. El bromo es corrosivo, resulta peligroso
para la salud y debe manipularse con sumo cuidado. A temperatura ambiente, el
bromo se evapora con gran facilidad y ese vapor se caracteriza por un intenso olor
fétido y de color rojo que resulta muy irritante para la garganta y los ojos. Si este
elemento entra en contacto con la piel, puede provocar dolorosas heridas.
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 bromo también forma compuestos con otros halógenos (interhalógenos).
Por ejemplo, BrF5, BrF3, IBr, etc.
ISÓTOPOS:

Dos isótopos naturales: 79-Br (50,69%) y 81-Br (49,31%). Veintinueve isótopos
inestables cuyo período de semidesintegración oscila entre menos de 1,5
microsegundos (68-Br) y 57,036 horas (77-Br).
YODO
Nombre Yodo
Número atómico 53
Configuración electrónica [Kr]4d10
5s2
5p5

Punto de fusión (ºC) 113,7
El yodo es un elemento químico. El cuerpo necesita yodo, pero no lo puede hacer.
El yodo que se necesita debe provenir de la dieta. Como regla general, hay muy
poco yodo en los alimentos, a menos que haya sido añadido durante el
procesamiento, lo que ahora pasa en el caso de la sal. La mayor parte del yodo
que hay en el mundo se encuentra en el océano, adonde es concentrado por los
organismos que hay en el mar, especialmente por las algas marinas.
CARACTERÍSTICAPRINCIPAL:
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.
COMPUESTOS:
 El yodo diatómico (I2) en una disolución de yoduro (I-) forma poliyoduros como
el triyoduro, I3-, o el pentayoduro, I5-. También forma compuestos con otros
haluros, por ejemplo el IF8.

 En disolución acuosa puede presentar diferentes estados de oxidación. Los
más representativos son el -1, con los yoduros, el +5 formando yodatos, y el
+7, peryodatos (oxidante fuerte).
 El yoduro de hidrógeno (HI), se puede obtener por
síntesis directa con yodo molecular e hidrógeno
molecular, o bien con yodo molecular y un reductor.
(VIOLETA (EN DISOLVENTE APOLAR),
NARANJA (EN DISOLVENTE POLAR, FORMANDO POLIYODUROS).)
ISÓTOPOS:
Hay 37 isótopos de yodo, pero solo el I-127 es estable.
El radioisótopo artificial yodo-131 (un emisor beta y gamma)3 con un periodo de
semidesintegración de 8 días se ha empleado en el tratamiento de cáncer y otras
patologías de la glándula tiroidea. El yodo-129 (con un periodo de
semidesintegración de unos 16 millones de años) se puede producir a partir del
xenón-129 en la atmósfera terrestre, o también a través del decaimiento del
uranio-238.
(RADIONUCLIDOS YODO 131)

DATO:
La glándula de la tiroides necesita yodo para producir las hormonas. Si la
tiroides no tiene suficiente yodo para hacer su trabajo, el cuerpo responde
haciendo que la tiroides tenga que trabajar más duro. Esto puede producir
un agrandamiento de la glándula de la tiroides (bocio), que se manifiesta
como una inflamación del cuello.
ASTATO
Nombre Ástato
Número atómico 85
Valencia -
Estado de oxidación -
Radio covalente (Å) -
Radio iónico (Å) -
Configuración electrónica [Xe]4f14
5d10
6s2
6p
Primer potencial
de ionización (eV) -
Masa atómica (g/mol) 210
Densidad (g/ml) -

Punto de ebullición (ºC) -
Punto de fusión (ºC) 302
Es un elemento químico de la tabla periódica cuyo símbolo es At y su número
atómico es 85. Es radiactivo y el más pesado de los halógenos. Se produce a
partir de la degradación de uranio y torio.
CARACTERÍSTICAS:
 El comportamiento químico de este elemento altamente radiactivo es muy
similar al de otros halógenos, especialmente el yodo. Se piensa que el
ástato es más metálico que el yodo. Investigadores del Laboratorio
Nacional de Brookhaven han realizado experimentos en los que se han
identificado y medido reacciones elementales que involucran al ástato.
 El ástato, seguido del francio, es el elemento más raro de la naturaleza, con
una cantidad total sobre la superficie terrestre menor de 25 gramos en el
mismo instante de tiempo.
ISÓTOPOS:
Existen 41 isótopos conocidos de ástato, todos radiactivos. El isótopo más
longevo, el 210At, que tiene un periodo de semidesintegración de 8,1 horas, y el
menos longevo es el isótopo 213At, con uno de 125 nanosegundos.

PROPIEDADES:
El estado del astato en su forma natural es sólido. El astato es un elmento químico
de aspecto metálico y pertenece al grupo de los halógenos. El número atómico del
astato es 85. El símbolo químico del astato es At. El punto de fusión del astato es
de 575 grados Kelvin o de 302,85 grados celsius o grados centígrados.
(ASTATO REPRESENTACION FISICA)
GRUPO Vlª
(Anfigenos)
El grupo VIA del sistema Periódico o grupo del oxígeno está formado por los
elementos:
 Oxígeno.

 Azufre.
 Selenio
 Telurio.
 Polonio.
 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.
OXIGENO
Nombre Oxígeno
Número atómico 8
Valencia 2
Estado de oxidación - 2

2s2
2p4
Densidad (kg/m3
) 1.429
Punto de ebullición (ºC) -183
Es un elemento químico de número atómico 8 y representado por el símbolo O. Su
nombre proviene de las raíces griegas ὀξύς (oxys) («ácido», literalmente
«punzante», en referencia al sabor de los ácidos) y –γόνος (-gonos) («productor»,
literalmente «engendrador»; es decir, "productor de ácidos"), porque en la época
en que se le dio esta denominación se creía, incorrectamente, que todos los
ácidos requerían oxígeno para su composición.
ISÓTOPOS:
ARTÍCULO PRINCIPAL: ISÓTOPOSDEL OXÍGENO
El oxígeno que encontramos en la naturaleza se compone de tres isótopos
estables: 16O, 17O y 18O, siendo el 16O el más abundante (99,762 % de abundancia
natural).
La mayor parte del 16O se sintetiza al final del proceso de combustión del helio en
una estrella masiva, pero otra parte se produce en el proceso de combustión del
neón. El 17O surge fundamentalmente por la combustión del hidrógeno en helio
durante el ciclo CNO, convirtiéndolo en un isótopo común en las zonas de
combustión de hidrógeno en las estrellas. Por su parte, la mayoría del 18O se
produce cuando el 14N —que abunda debido a la combustión CNO— captura un
núcleo de 4He, causando una abundancia de 18O en las zonas ricas en helio de
las estrellas masivas.

FOTOSÍNTESIS Y RESPIRACIÓN:
La fotosíntesis divide el agua para liberar O2 y une el
CO2 al azúcar.
El oxígeno es liberado por las bacterias fotosintéticas,
las algas y las plantas mediante la fotosíntesis. En el
proceso inverso, los organismos aerobios mediante
la respiración usan el oxígeno para convertir los
nutrientes en energía (ATP). La disminución de
oxígeno provoca hipoxemia y su falta total, anoxia, lo
que puede provocar la muerte del organismo.
En la naturaleza, el oxígeno no combinado se produce
por la fotodescomposición del agua durante
la fotosíntesis. Según algunas estimaciones, las algas
verdes y las cianobacterias de ambientes marinos
proporcionan alrededor del 70 % del producido en la Tierra, y las plantas
terrestres, el resto. Otros investigadores estiman que la contribución oceánica al
oxígeno atmosférico es aún mayor, mientras que otros la sitúan por debajo, en
torno a un 45 % del oxígeno atmosférico total del planeta cada año.
Una fórmula global simplificada de la fotosíntesis es:
6 CO2 + 6 H2O + fotones → C6H12O6 + 6 O2
dióxido de carbono + agua + luz solar → glucosa + dioxígeno
ABUNDANCIA:
El oxígeno es el elemento químico más abundante, por masa, en la biosfera, el
aire, el mar y el suelo terrestres. Es, asimismo, el tercero más abundante en el
universo, tras el hidrógeno y el helio. Alrededor del 0,9 % de la masa del Sol es
oxígeno,que constituye también el 49,2 % de la masa de la corteza terrestrey es el
principal componente de los océanos de la Tierra (88,8 % de su masa total).
El oxígeno gaseoso es el segundo componente más abundante en la atmósfera
terrestre, ya que supone un 20,8 % de su volumen y el 23,1 % de su masa (unas
1015 toneladas). La Tierra es una excepción entre los planetas del Sistema
Solar por la alta concentración de oxígeno gaseoso en su atmósfera; por

ejemplo, Marte (con un 0,1 % de O2 del total de su volumen) y Venus tienen
concentraciones mucho menores. Sin embargo, el O2 que rodea a estos planetas
proviene exclusivamente de la reacción que sufren moléculas que contienen
oxígeno, como el dióxido de carbono, por efecto de la radiación ultravioleta.
La nebulosa Ojo de Gato tiene regiones ricas en
oxígeno ionizado, mostrado de color verde en la
imagen.
ASUFRE
Nombre Azufre
Número atómico 16
Valencia +2,2,4,6

Radio atómico (Å) 1,27
3p4
Punto de ebullición (ºC) 444,6
Es un elemento químico de número atómico 16 y símbolo S (del latín sulphur). Es
un no metal abundante con un color amarillo característico. Dicho elemento es
generado en estrellas masivas en las que predominan temperaturas que provocan
la fusión entre un núcleo de silicio y otro de helio en un proceso
denominado nucleos íntesis de supernovas.
El azufre se encuentra en forma nativa en regiones volcánicas y en sus formas
reducidas formando sulfuros y sulfosales o bien en sus formas oxidadas
como sulfatos. Es un elemento químico esencial constituyente de
los aminoácidos cisteina y metionina y, por consiguiente, necesario para la síntesis
de proteínas presentes en todos los organismos vivos. Se usa principalmente
como fertilizante pero también en la fabricación de:
 pólvora.
 laxantes.
 fósforos.
 insecticidas.

PROPIEDADES:
Los alótropos del azufre (diferentes formas cristalinas) han sido estudiados
ampliamente, pero hasta ahora las diversas modificaciones en las cuales existen
para cada estado (gas, líquido y sólido) del azufre elemental no se han dilucidado
por completo.
 El azufre rómbico, llamado también azufre y azufre alfa, es la modificación
estable del elemento por debajo de los 95.5ºC (204ºF, el punto de
transición), y la mayor parte de las otras formas se revierten a esta
modificación si se las deja permanecer por debajo de esta temperatura. El
azufre rómbico es de color amarillo limón, insoluble en agua, ligeramente
soluble en alcohol etílico, éter dietílico y benceno, y es muy soluble en
disulfuro de carbono. Su densidad es 2.07 g/cm3 (1.19 oz/in3) y su dureza
es de 2.5 en la escala de Mohs. Su fórmula molecular es S8.
(ASUFRE ROMBICO)
 El azufre monoclínico, llamado también azufre prismático y azufre beta, es
la modificación estable del elemento por encima de la temperatura de
transición y por debajo del punto de fusión.

(ASUFRE MONOCLINICO)
CARACTERÍSTICAS PRINCIPALES:
 Este no metal.
 Tiene un color amarillento fuerte, amarronado o anaranjado y arde con
llama de color azul, desprendiendo dióxido de azufre.
 Es insoluble en agua pero se disuelve en disulfuro de carbono y benceno.
Es multivalente, y son comunes los estados de oxidación -2, +2, +4, +6.
 Al fundir el azufre, se obtiene un líquido que fluye con facilidad formado por
moléculas de S8. Sin embargo, si se calienta, el color se torna marrón algo
rojizo, y se incrementa la viscosidad.
ISÓTOPOS:
Se conocen 25 isótopos del azufre, de los cuales cuatro son estables: S-32
(95,02 %), S-33 (0,75 %), S-34 (4,21 %) y S-36 (0,025 %). Aparte del S-35,
formado al incidir la radiación cósmica sobre el argón-40 atmosférico y que tiene
un periodo de semidesintegración de 87 días, los demás isótopos radiactivos son
de vida corta.

SELENIO
Nombre Selenio
Número atómico 34
Valencia +2,-2,4,6
4s2
4p4
Elemento químico, símbolo Se, número atómico 34 y peso atómico 78.96. Sus
propiedades son semejantes a las del telurio.

 El selenio se puede encontrar en varias formas alotrópicas.
 El selenio amorfo existe en tres formas, la vítrea, negra, obtenida al enfriar
rápidamente el selenio líquido, funde a 180 °C y tiene una densidad de
4,28 g/cm3;
 Es insoluble en agua y alcohol,
ligeramente soluble en disulfuro de
carbono y soluble en éter.
 Presenta el efecto fotoeléctrico, convirtiendo la luz en electricidad, y,
además, su conductividad eléctrica aumenta al exponerlo a la luz. Por
debajo de su punto de fusión es un material semiconductor tipo p, y se
encuentra en su forma natural.
APLICACIONES:
El selenio se usa con diversos fines. Su derivado, el selenio de amonio, por
ejemplo, se ocupa en la fabricación de vidrio.] Otro derivado, el sulfuro de selenio,
se usa en lociones y champúes como tratamiento para la dermatitis seborreica.
ABUNDANCIA Y OBTENCIÓN:

El selenio se encuentra muy distribuido en
la corteza terrestre en la mayoría de
las rocas y suelos se halla en
concentraciones entre 0,1 y 2,0 ppm.
Raramente se encuentra en estado nativo
obteniéndose principalmente como
subproducto de la refinación del cobreya
que aparece en los lodos
de electrólisis junto al telurio (5-25 % Se, 2-
10 % Te). La producción comercial se realiza por tostación con cenizas de sosa o
ácido sulfúrico de los lodos.
Primeramente se añade un aglomerante de cenizas de sosa y agua a los lodos
para formar una pasta dura que se extruye o corta en pastillas para proceder a su
secado. La pasta se tuesta a 530-650 °C y se sumerge en agua resultando selenio
hexavalente que se disuelve como selenato de sodio (Na2SeO4). Este se reduce a
seleniuro de sodio calentándolo de forma controlada obteniendo una solución de
un vivo color rojo. Inyectando aire en la solución el seleniuro se oxida rápidamente
obteniéndose el selenio. La reducción del selenio hexavalente también puede
hacerse empleando ácido clorhídrico concentrado, o sales ferrosas e
iones clorocomo catalizadores.
El segundo método consiste en mezclar los lodos de cobre con ácido
sulfúrico tostando la pasta resultante a 500-600 °C para obtener dióxido de selenio
que rápidamente se volatiliza a la temperatura del proceso. Este se reduce a
selenio elemental durante el proceso de lavado con dióxido de azufre y agua,
pudiendo refinarse posteriormente hasta alcanzar purezas de 99,5-99,7 % de
selenio.
ISÓTOPOS:
El selenio tiene seis isótopos naturales, cinco de los cuales son
estables: 74Se, 76Se, 77Se, 78Se, y 80Se. Los tres últimos también se presentan
como productos de fusión, junto con 79Se que tiene una vida media de 295 000
años.

TELURIO
Nombre Telurio
Número atómico 52
Valencia +2,-2,4,6
5s2
5p4

Elemento químico de símbolo Te, número atómico 52 y peso atómico 127.60.
Existen ocho isótopos estables del telurio. El telurio constituye aproximadamente
el 10-9 % de la roca ígnea que hay en la Tierra. Se encuentra como elemento libre,
asociado algunas veces con selenio, y también existe como telururo de silvanita
(teluro gráfico), nagiagita (telurio negro), hessita, tetradimita, altaita, coloradoita y
otros telururos de plata y oro, así como el óxido, telurio ocre.
El telurio se utilizó inicialmente como aditivo del acero para incrementar su
ductilidad, como abrillantador en electroplateados, como aditivo en catalizadores
para la desintegración catalítica del petróleo, como material colorante de vidrios y
como aditivo del plomo para incrementar su fuerza y resistencia a la corrosión.
CARACTERISTICAS:
 El telurio es un semiconductor.
 Previene la corrosión del plomo.
 El telurio se usa en la industria cerámica.
 El teleruro de bismuto se usa en dispositivos termoeléctricos.
ISÓTOPOS:
Se conocen 29 isótopos del telurio, con masas atómicas que fluctúan entre 108 y
137. En la naturaleza hay 8 isótopos del telurio, de los cuales tres son radiactivos.

El 128Te tiene el periodo de semidesintegración más largo conocido de todos
los radioisótopos de telurio (2,2·1024 años). El telurio es el elemento con menor
número atómico que puede experimentar la desintegración alfa. Con los isótopos
del 106Te al 110Te, puede experimentar este tipo de desintegración.
ABUNDANCIA Y OBTENCIÓN:
El telurio puede obtenerse combinado con oro en la calaverita, un mineral metálico
relativamente poco abundante.
(BARRA DE TELURIO PURO)
POLINIO
Nombre Polonio

Número atómico 84
Valencia 4,6
Estado de oxidación -
Radio covalente (Å) -
Radio iónico (Å) -
5d10
6s2
6p4
Primer potencial de ionización (eV) -
Masa atómica (g/mol) 210
Densidad (g/ml) 9,2
Punto de ebullición (ºC) -
Es un elemento químico en la tabla periódica cuyo símbolo es Po y su número
atómico es 84. Se trata de un raro metaloide altamente radiactivo, químicamente
similar al telurio y al bismuto, presente en minerales de uranio.
CARACTERÍSTICAS:
 Esta sustancia se disuelve con mucha facilidad en ácidos, pero es sólo
ligeramente soluble en alcalinos.
 Está químicamente relacionado con el teluro y el bismuto.
 El polonio es un metal volátil, reducible al 50% tras 45 horas al aire a una
temperatura de 54,8 °C (328 K). Ninguno de los alrededor de 50 isotopos
de polonio es estable. Es extremadamente tóxico y altamente radiactivo.

 Se ha encontrado polonio en minerales de uranio, humo de tabaco y como
contaminante.
 Todos los elementos a partir del polonio son significativamente radiactivos.
Se encuentra en el grupo 16 y su número atómico es 84.
POLONIO-210:
Este isótopo de polonio es un emisor alfa con un período
de semidesintegración de 138,39 días. Un miligramo
de 210Po emite tantas partículas alfa como 5 gramos
de radio. Por ello libera gran cantidad de energía,
alcanzando los dispositivos productores de calor (en
los Generadores Termoeléctricos de Radioisótopos o
RTG en inglés) una temperatura superior a los 750 K
con tan sólo medio gramo. Un único gramo de este
isótopo genera 130 vatios de potencia calórica.
El 210Po se ha utilizado como fuente ligera de calor para dar energía a las células
termoeléctricas de algunos satélites artificiales y sondas lunares.
.
(LA PRESENCIA DE POLONIO EN EL HUMO DE TABACO)
GRUPO Vª

El grupo VA del Sistema Periódico, o familia del nitrógeno, está formado por los
elementos:
 Nitrógeno.
 Fósforo.
 Arsénico.
 Antimonio.
 bismuto.
Debido a su configuración electrónica, estos elementos no tienden a formar
compuestos iónicos, más bien forman enlaces covalentes.
El carácter metálico aumenta considerablemente conforme se desciende en el
grupo, siendo el nitrógeno y el fósforo no-metales, el arsénico y el antimonio
semimetales y el bismuto un metal.
NITROGENO
Nombre Nitrógeno
Número atómico 7
Valencia 1,2,+3,-3,4,5
Estado de oxidación - 3

2s2
2p3
Punto de ebullición (ºC) -195,79 ºC
Es un elemento químico de número atómico 7, símbolo N, su peso atómico es de
14,01 y que en condiciones normales forma un gas diatómico (nitrógen
diatómico o molecular) que constituye del orden del 78 % del aire atmosférico.
COMPUESTOS:
Con el hidrógeno forma el amoníaco (NH3), los nitritos (NO2), los nitratos (NO3),
los ácidos nítricos (HNO3), la hidracina (N2H4) y el aziduro de hidrógeno (N3H,
también conocido como azida de hidrógeno o ácido hidrazoico).
El amoníaco líquido, anfótero como el agua, actúa
como una base en una disolución acuosa,
formando iones amonio (NH4+), y se comporta
como un ácido en ausencia de agua, cediendo un
protón a una base y dando lugar al
anión amida (NH2). Se conocen largas cadenas y
compuestos cíclicos de nitrógeno, pero son muy
inestables.

Con los halógenos forma: NF3, NF2Cl, NFCl2, NCl3, NBr3.6 NH3, NI3.6 NH3, N2F4,
N2F2 (cis y trans), N3F, N3Cl, N3Br y N3I.
Con el oxígeno forma varios óxidos que ya hemos nombrado: el nitroso o gas de la
risa, el nítrico y el dióxido de nitrógeno. Son producto de procesos de combustión
contribuyendo a la aparición de episodios contaminantes de smog fotoquímico.
Otros óxidos son el trióxido de dinitrógeno (N2O3) y el pentóxido de dinitrógeno
(N2O5), ambos muy inestables y explosivos.
(REPRESENTACION GRAFICA DE ALGUNOS HALOGENOS)
(NF3) (NCL3) (N2F4)
IMPORTANCIABIOLÓGICA:
El nitrógeno es un componente esencial de los aminoácidos y los ácidos
nucleicos, vitales para los seres vivos. De todos los nutrientes minerales, el
nitrógeno es el que mayor efecto tiene en el crecimiento de las plantas y, por lo
tanto, en la productividad primaria de los ecosistemas, lo que afecta a su vez a
todos los organismos que dependen de ellas:el aumento en el rendimiento de las
cosechas a partir de que se comenzaron a utilizar fertilizantes nitrogenados en el
siglo XIX lo demuestra.
A pesar de la gran cantidad de nitrógeno atmosférico, este elemento es limitante:
pocos organismos pueden asimilarlo en esta forma. Las plantas solamente pueden
asimilarlo eficientemente forma de iones amonio (NH4+) o nitrato (NO3-), aunque
también pueden absorber pequeñas cantidades de aminoácidos y urea.

Algunas plantas han establecido relaciones simbióticas con hongos y procationtes
capaces de reducir el nitrógeno atmosférico a amonio, a cambio de lo cual reciben
moléculas energéticas de la planta hospedera. El nitrógeno reducido es así
incorporado a la cadena trófica (véase también el ciclo del nitrógeno). Quizás el
caso más conocido sea el de las bacterias del género Rhizobiumcon
las leguminosas, pero también existen asociaciones con bacterias del
género Frankia e inclusive algunas cianobacterias. Finalmente, también algunos
hongos, llamados ectomicorrízicos, extienden sus filamentos más allá del alcance
de las raíces, formando micorrizas que hacen más eficiente la absorción de
nitritos, nitratos y amoniodel suelo en ambientes limitantes.
(CICLO DEL NITRÓGENO.)
ISÓTOPOS:
Existen dos isótopos estables del nitrógeno, N-
14 y N-15, siendo el primero —que se produce
en el ciclo carbono-nitrógeno de las estrellas— el
más común sin lugar a dudas (99,634 %). De los
diez isótopos que se han sintetizado, uno tiene
un periodo de semidesintegración de nueve
minutos (el N-13), y el resto de segundos o
menos.

Las reacciones biológicas de nitrificación y desnitrificación influyen de manera
determinante en la dinámica del nitrógeno en el suelo, casi siempre produciendo
un enriquecimiento en N-15 del sustrato.
FOSFORO
Nombre Fósforo
Número atómico 15
Valencia +3,-3,5,4
Estado de oxidación +5
3p3

Es un elemento químico de número atómico 15 y símbolo P. El nombre proviene
del griego φώς [fos] ‘luz’ y φόρος [foros] ‘portador’. Es un no metal multivalente
perteneciente al grupo del nitrógeno (Grupo 15 (VA): nitrogenoideos) que se
encuentra en la naturaleza combinado en fosfatos inorgánicos y en organismos
vivos pero nunca en estado nativo. Es muy reactivo y se oxidaespontáneamente
en contacto con el oxígeno atmosférico emitiendo luz.
Este elemento puede encontrarse en pequeñas cantidades en el semen, lo que
hace que este fluido resalte en un color notable ante la luz ultravioleta; esto ha
permitido resolver algunos casos criminales que han involucrado una violación
sexual.
PROPIEDADES DEL FÓSFORO:
Una de las propiedades de los elementos no metales como el fósforo es por
ejemplo que los elementos no metales son malos conductores del calor y la
electricidad. El fósforo, al igual que los demás elementos no metales, no tiene
lustre. Debido a su fragilidad, los no metales como el fósforo, no se pueden
aplanar para formar láminas ni estirados para convertirse en hilos.
El estado del fósforo en su forma natural es sólido (diamagnético). El fósforo es un
elmento químico de aspecto incoloro, rojo o blanco plateado y pertenece al grupo
de los no metales. El número atómico del fósforo es 15. El símbolo químico del
fósforo es P. El punto de fusión del fósforo es de 317,3 grados Kelvin o de 45,15
grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del fósforo es de 550
grados Kelvin o de 277,85 grados celsius o grados centígrados.
USOS DEL FÓSFORO:
El fósforo es un elemento químico importante que tiene sólo un isótopo estable. Si
alguna vez te has preguntado para qué sirve el silicio, a continuación tienes una
lista de sus posibles usos:

 Los fosfatos se utilizan para hacer vidrio especial que se utiliza como en las
lámparas de sodio.
 El fósforo es un nutriente esencial para las plantas,
por lo que se añade a los fertilizantes.
 En el laboratorio, dos isótopos radiactivos de fósforo se puede utilizar como
trazadores radiactivos.
 El fosfato de calcio se puede utilizar para hacer porcelana fina.
 Las cabezas de las cerillas están hechos de
fósforo. Las bengalas y los fósforos de seguridad
también están hechos de fósforo
ARSENICO
Nombre Arsénico

Número atómico 33
Valencia +3,-3,5
4s2
4p3
Potencial primero
Es un elemento químico de la tabla periódica que pertenece al grupo de
los metaloides, también llamados semimetales, se puede encontrar de diversas
formas, aunque raramente se encuentra en estado sólido.
Se conoce desde la antigüedad y se reconoce como extremadamente tóxico. A
presión atmosférica el arsénico sublima a 613 °C.
Es un elemento esencial para la vida y su deficiencia puede dar lugar a diversas
complicaciones. La ingesta diaria de 12 a 15 μg puede consumirse sin problemas
en la dieta diaria de carnes, pescados, vegetales y cereales, siendo los peces y
crustáceos los que más contenido de arsénico presentan.
 El arsénico se presenta en tres estados alotrópicos, gris o
metálico, amarillo y negro.

 El arsénico gris metálico (forma α) es la forma estable en condiciones
normales y tiene estructura romboédrica, es un buen conductor del calor
pero pobre conductor eléctrico, su densidad es de 5,73 g/cm³, es
deleznable y pierde el lustre metálico expuesto al aire.
(ARSÉNICO PURO GRIS METÁLICO.)
 El arsénico “amarillo” (forma γ) se obtiene cuando el vapor de arsénico se
enfría muy rápidamente. Es extremadamente volátil y más reactivo que el
arsénico metálico y presenta fosforescencia a temperatura ambiente.
 El gas está constituido por moléculas tetraédricas de As4 de forma análoga
al fósforo y el sólido formado por la condensación del gas tiene estructura
cúbica, es de textura jabonosa y tiene una densidad aproximada de
1,97 g/cm³. Expuesto a la luz o al calor revierte a la forma estable (gris).
También se denomina arsénico amarillo al oropimente, mineral de trisulfuro.
(AESENICO AMARILLO)
APLICACIONES:

EN USO:
 Preservante de la madera (arseniato de plomo y cromo), uso que
representa, según algunas estimaciones, cerca del 70 % del consumo
mundial de arsénico.
 El arseniuro de galio es un importante material semiconductor empleado
en circuitos integrados más rápidos, y caros, que los de silicio. También se
usa en la construcción de diodos láser y LED.
 Aditivo en aleaciones de plomo y latones.
 Insecticida (arseniato de plomo), herbicidas (arsenito de sodio) y venenos:
A principios del siglo XX se usaban compuestos inorgánicos pero su uso ha
desaparecido prácticamente en beneficio de compuestos orgánicos
(derivados metílicos).
 El disulfuro de arsénico se usa como pigmento y en pirotecnia.
 Decolorante en la fabricación del vidrio (trióxido de arsénico).
EN DESUSO:
 Históricamente el arsénico se ha empleado con fines terapéuticos
prácticamente abandonados por la medicina occidental aunque
recientemente se ha renovado el interés por su uso como demuestra el
caso del trióxido de arsénico para el tratamiento de pacientes con leucemia
promielocítica aguda.
 Como elemento fertilizante en forma de mineral primario rico, para la
agricultura.

 A lo largo de la historia el arsénico y sus compuestos han sido utilizados
con fines homicidas, fundamentalmente en forma de anhídrido arsenioso
(polvo blanco, insípido e inodoro llamado rey de los venenos).
 Elaboración de insecticidas, herbicidas, raticidas, fungicidas, etc, aunque
cada vez se utiliza menos con estos fines.
(ARSENICO DISUELTO EN AGUA)
ANTIMONIO
Nombre Antimonio
Número atómico 51
Valencia +3,-3,5

5s2
5p3
Elemento químico con símbolo Sb y número atómico 51. El antimonio no es un
elemento abundante en la naturaleza; raras veces se encuentra en forma natural,
a menudo como una mezcla isomorfa con arsénico: la allemonita. Su símbolo Sb
se deriva de la palabra latina stibium.
El antimonio se presenta en dos formas: amarilla y gris. La forma amarilla es
metaestable, y se compone de moléculas Sb4, se le encuentra en el vapor de
antimonio y es la unidad estructural del antimonio amarillo; la forma gris es
metálica, la cual cristaliza en capas formando una estructura romboédrica.
CARACTERISTICAS:
 Es un metal.
 Plateado de un característico color gris brillante que pertenece al grupo de
los metaloides en la tabla periódica de los elementos.

 Se trata de un elemento muy malo para la conducción del calor y también la
electricidad, además, hay muchas formas compuestas de este metal que
son considerablemente tóxicas.
 Estructura sólida y cristalina que se puede fundir y también quebrar con
gran facilidad.
COMPUESTOS:
Sus estados de oxidación más comunes son el 3 y el 5.
 "Antimonio crudo" y "crudum" son términos aplicados al mineral que
contiene más de 90% de antimonio, y al mineral del sulfuro licuado, que es
esencialmente una mezcla del antimonio-sulfuro que contiene 70% o más
antimonio. El metal refinado del antimonio, es la forma común estable de
antimonio.

 El antimonio amarillo o alfa-antimonio es producido por la acción de ozono
en SbH3 líquido, -90 °C. Es amorfo y poco soluble en disulfuro de carbono.
El antimonio amarillo es muy inestable y se transforma fácilmente a
temperaturas superiores -90 °C en antimonio negro, que también se puede
formar directamente a partir de SbH3 líquido y oxígeno a -40 °C. El
antimonio negro se oxida espontáneamente en aire y se convierte en el
antimonio romboédrico ordinario o beta-antimonio. La cuarta forma
alotrópica del antimonio es el antimonio explosivo que se forma a partir de
la electrólisis del cloruro de antimonio.
 Esta forma se transforma a 475 K en la forma alotrópica más común
produciendo una explosión. Hay estudios que intentan demostrar que el
antimonio amarillo es en realidad antimonio impuro y no es una forma
alotrópica verdadera del antimonio.
BISMUTO

Nombre Bismuto
Número atómico 83
Valencia 3,5
5d10
6s2
6p3
Primer potencial
Densidad (g/ml) 9,8
Elemento metálico, Bi, de número atómico 83 y peso atómico 208.980, pertenece
al grupo Va de la tabla periódica. Es el elemento más metálico en este grupo,
tanto en propiedades físicas como químicas.

ISOTOPOS:
El único isótopo estable es el de masa 209. Se estima que la corteza terrestre
contiene cerca de 0.00002% de bismuto. Existe en la naturaleza como metal libre
y en minerales. Los principales depósitos están en Sudamérica, pero en Estados
Unidos se obtiene principalmente como subproducto del refinado de los minerales
de cobre y plomo.
USO:
El principal uso del bismuto está en la manufactura de aleaciones de bajo punto de
fusión, que se emplean en partes fundibles de rociadoras automáticas, soldaduras
especiales, sellos de seguridad para cilindros de gas comprimido y en apagadores
automáticos de calentadores de agua eléctricos y de gas. Algunas aleaciones de
bismuto que se expanden al congelarse se utilizan en fundición y tipos metálicos.
(OTRA APLICACIÓN IMPORTANTE ES LA MANUFACTURA DE
COMPUESTOS FARMACÉUTICOS.)
CARACTERISTICAS:

 El bismuto es un metal cristalino, blanco grisáceo,
lustroso, duro y quebradizo.
 Es uno de los pocos metales que se expanden al
solidificarse.
 Su conductividad térmica es menor que la de
cualquier otro metal, con excepción del mercurio.
 El bismuto es inerte al aire seco a temperatura ambiente, pero se oxida
ligeramente cuando está húmedo.
 Forma rápidamente una película de óxido a temperaturas superiores a su
punto de fusión, y se inflama al llegar al rojo formando el óxido amarillo,
Bi2O3.
GRUPO lVª
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.
CARBONO
Nombre Carbono
Número atómico 6
Valencia 2,+4,-4

2s2
2p2
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.
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 más 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.

(EL CARBONA Y SU ESTRUCTURA)
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 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.
(CARBONO Y DIAMANTE EN FORMA ALOTROPICA)

SILICIO
Nombre Silicio
Número atómico 14
Valencia 4
3p2
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.
CARACTERÍSTICAS:
 Sus propiedades son intermedias entre las del carbono y el germanio.
 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 ondade 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), con
un agente reductor, como carbono o magnesio, en un horno eléctrico.
 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 (unidad de masa atómica).
ESTADOS DEL SILICIO:
El silicio lo podemos encontrar en diversas formas en polvo, policristal
ver y olivino.

(OLIVIO)
(Polvo de silicio.) (Policristalde silicio.)
GERMANIO

Nombre Germanio
Número atómico 32
Valencia 4
4s2
4p2
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.
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 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.
(GERMANIO ES SU ESTADO NATURAL)
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

Nombre Estaño
Número atómico 50
Valencia 2,4
5s2
5p2
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.
CARACTERÍSTICAS:
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.
(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
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
Nombre Plomo
Número atómico 82
Valencia 2,4
5d10
6s2
6p2

Elemento químico, Pb, número atómico 82 y peso atómico 207.19. El plomo es un
metal pesado (densidad relativa, o gravedad específica, de 11.4 s 16ºC (61ºF)), de
color azuloso, que se empaña para adquirir un color gris mate. Es flexible,
inelástico, se funde con facilidad, se funde a 327.4ºC (621.3ºF) y hierve a 1725ºC
(3164ºF). Las valencias químicas normales son 2 y 4. Es relativamente resistente
al ataque de los ácidos sulfúrico y clorhídrico. Pero se disuelve con lentitud en
ácido nítrico. El plomo es anfótero, ya que forma sales de plomo de los ácidos, así
como sales metálicas del ácido plúmbico. El plomo forma muchas sales, óxidos y
compuestos organometálicos.
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 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.

Compuestos Formados con Elementos del Grupo IVA
El CO y el CO2: Son los componentes minoritarios del aire más abundantes en la
baja atmósfera. Desde un punto de vista estricto el CO2 no es un contaminante, ya
que se encuentra en las atmósferas puras de modo natural y además no es tóxico.
Sin embargo el incremento de su concentración si puede considerarse
contaminación. Las principales características de estos compuestos, así como sus
fuentes y sumideros son:
CO: Gas incoloro, inodoro y menos denso que el aire, no soluble y reductor. Sus
principales fuentes de emisión son: la oxidación del CH4 y los océanos, así como la
combustión incompleta de carburantes fósiles y la quema de biomasa. En cuanto a
sumideros tenemos: la eliminación por el suelo, la migración a la estratosfera y la
combinación con el OH troposférico.
CO2: Gas incoloro, inodoro y más denso que el aire. Las principales fuentes de
emisión son: la respiración de los seres vivos y los océanos, así como la combustión
completa de carburantes fósiles, el transporte, la calefacción, la deforestación y el
cambio de uso de los suelos. En cuantos sumideros encontramos: los océanos y las
plantas, aunque actualmente estos no son capaces de asumir el elevado aporte a
la atmósfera de este gas

CH4: Gas incoloro, inodoro y menos denso que el aire, inflamable. Sus fuentes de
emisión son: la fermentación anaeróbica en los humedales, la fermentación
intestinal y las termitas así como la extracción de combustibles fósiles. Los
sumideros que encontramos son: la reducción con OH para dar CO, la estratosfera
y los suelos.
CONCLUSIONES:
1. La ubicación de los elementos en los períodos indica el nivel de energía que sus
electrones alcanzan.
2. La agrupación de los elementos da a conocer que tienen entre sí características
similares, tanto físicas como químicas.
3. Cuanto más a la derecha se acerquen los grupos, tienen más
WEDGRAFIA:
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https://es.wikipedia.org/wiki/Bismuto
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