Grupos de la tabla periodica

GRUPOS 4,5, 6 Y 7 DE LA TABLA PERIÓDICA
GABRIELA ÁLVAREZ RODRÍGUEZ
DIANA FERNANDA JARAMILLO
ONCE 1
INSTITUCION EDUCATIVA EXALUMNAS DE LA PRESENTACION
IBAGUE-TOLIMA
2020

INTRODUCCIÓN GENERAL
En el presente trabajo se presentarán las diversas composiciones elementales y generales de cada
grupo señalado de la tabla periódica (grupo “4,5,6,7”). Siendo claro y preciso desde la
composición del elemento a trabajar desde cada grupo.
OBJETIVOS GENERALES
● Determinar con exactitud las características propias del grupo en general (grupo 4, 5, 6,
7) y de sus componentes elementales.
● Identificar las propiedades físicas y químicas de cada elemento periódico presente en los
grupos 4, 5, 6 y 7.
● Reconocer los medios en los cuales se presentan las composiciones y características
químicas, físicas de los elementos de cada grupo (4, 5, 6, 7)
MARCO TEÓRICO
GRUPO 7A - HALÓGENOS

● Los elementos del grupo VIIA también llamados halógenos por ser todos formadores de
sales. Tienen siete electrones en el último nivel y son todos no metales.
● 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.
Los halógenos son los elementos químicos que forman el grupo 17 o grupo VII A de la tabla
periódica: flúor (F), cloro (Cl), bromo (Br), yodo (I), y astato (At).
FLÚOR

El flúor es el elemento más electronegativo y reactivo y forma compuestos con prácticamente
todo el resto de elementos, incluyendo los gases nobles xenón y radón.
Descubridor: 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 ambiente el flúor no puede ser destruído; solamente puede
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 animales que ingieren plantas que contienen flúor pueden
acumular 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.
CARACTERÍSTICAS
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 1s22s22p5
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
PROPIEDADES FÍSICAS Y QUÍMICAS
- Es un elemento que se encuentra en estado gaseoso en CNPT.
- Es de color amarillo verdoso.
- Posee un olor extremadamente fuerte e irritante.
- Es muy reactivo.
- Es corrosivo.
- Tiene alta toxicidad.
- En la última capa, el flúor presenta 7 electrones y esto explica su alta tendencia a ganar
electrones, pues logra la estabilidad según la teoría del octeto.
- Se obtiene por electrólisis de mezclas fundidas de fluoruro de potasio (KF) y fluoruro de
hidrógeno (HF).
- Es usado en la síntesis de compuestos orgánicos fluorados.
- Químicamente es el elemento más reactivo y electronegativo de todos los elementos.
- Es una sustancia muy peligrosa ya que puede causar quemaduras graves en contacto con
la piel.
- El elemento fue descubierto en 1771 por Sheele
- Se lo puede encontrar en rocas magmáticas y sedimentarias.
- Sus moléculas se presentan de forma diatómica (F2).
- Cuando está en solución acuosa se comporta como un ion fluoruro (F–).

USOS
● Utilizado en la composición de pastas y geles dentales para la prevención de las caries.
● Se usa también en la fabricación del teflón, ollas, moldes y utensilios en general.
● En la separación de isótopos del Uranio.
COMPUESTOS
Ácido fluorobórico
Ácido hexafluorofosfórico
Decafluoruro de diazufre
Desflurano
Difloruro de germanio
Diflúor
Difluoruro de oxígeno
Fluorita
Fluoroacetamida
Fluoroacetato de sodio
Fluoruro de bismuto (III)
Fluoruro de bismuto(V)
Fluoruro de manganeso (II)
Fluoruro de manganeso (III)
Fluoruro de manganeso (IV)
Fluoruro de telurio (IV)
Fluoruro de telurio (VI)
Fluoruro de tionilo
Heptafluoruro de yodo
Ácido hexafluorosilícico
Hexafluoruro de selenio
Hidrofluorocarburos

Monofluoruro de cloro
Pentafluoruro de fósforo
Pentafluoruro de yodo
Perfluorocarbono
Perfluoroheptano
Reactivo de Ishikawa
Tetrafluoroborato de 1-butil-3-metilimidazolio
Tetrafluoroetileno
Tetrafluoruro de selenio
Trifluoruro de bromo
Trifluoruro de nitrógeno
Trifluoruro de yodo
Trifluoruro dietilaminoazufre
CLORO:
En la naturaleza no se encuentra en estado puro ya que reacciona con rapidez con muchos
elementos y compuestos químicos, por esta razón se encuentra formando parte de cloruros
(especialmente en forma de cloruro de sodio), cloritos y cloratos , en las minas de sal y disuelto
en el agua de mar.
Descubridor: Carl Wilhelm Scheele
Lugar de descubrimiento: Suecia.
Origen del nombre: De la palabra griega "chloros", que significa "verde

pálido", reflejando el 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 aguas
superficiales. Una vez en el aire o en el agua, el cloro reacciona 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.
CARACTERÍSTICAS:
Número atómico 17
Valencia +1,-1,3,5,7
Electronegatividad 3.0
Configuración electrónica: [Ne]3s23p5
Masa atómica (g/mol): 35,453
Punto de ebullición (ºC) -34,7
Descubridor Carl Wilhelm Scheele en 1774
- Se encuentra en estado gaseoso.
- Es de color amarillo verdoso.
- Es diatómico.
- Es un gas liviano.

- Presenta solubilidad en agua.
- El cloro es un gas denso.
- Este elemento reacciona químicamente con el agua, disolviéndose para formar ácido
clorhídrico (HCl) y ácido hipocloroso (HClO).
- El cloro es un elemento muy activo.
- Se puede combinar con todos los elementos salvo los gases nobles.
- La reacción entre el cloro y otros elementos puede ser a veces violenta. Por ejemplo, el
cloro reacciona explosivamente con el hidrógeno para formar cloruro de hidrógeno.
- El cloro no se quema.
- Es un agente oxidante fuerte.
- Posee alta electronegatividad, la tercera más alta que todos los elementos reactivos.
- Es un gas irritante, provocando irritación en el sistema respiratorio, especialmente en los
niños. En estado gaseoso irrita las mucosas y en estado líquido quema la piel.
USOS
● El cloro es usado como desinfectante (para matar bacterias).
● Se lo utiliza para tratar el agua potable y el agua de las piscinas.
● El cloro es ampliamente utilizado en todo el mundo para purificar el agua.
● También es usado para fabricar centenas de productos industriales y de consumo como en
la elaboración de plásticos, desgrasado de metales, solventes para lavado en seco,
producción de fármacos, agroquímicos, insecticidas, tintas y colorantes.
COMPUESTOS
● Ácido cloroplatínico
● Bischofita
● CFC
● Clorito
● Cloruro

● Cloruro de bismuto (III)
● Cloruro de manganeso (II)
● Cloruro de telurio (II)
● Cloruro de telurio (IV)
● Monocloruro de bromo
● Monocloruro de selenio
● Monofluoruro de cloro
● Oxicloruro de bismuto (III)
● Oxicloruro de cobre
● Perclorato
● Tetracloroetano
● Tetracloruro de selenio
BROMO:
El bromo a temperatura ambiente es un líquido rojo, volátil y
denso. Su reactividad es intermedia entre el cloro y el yodo. En
estado líquido es peligroso para el tejido humano y sus vapores
irritan los ojos y la garganta. Los bromuros como sedantes. El
bromuro de plata en las placas fotográficas
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 efectos
más importantes sobre los animales son daños nerviosos y daños en el ADN, lo
que puede aumentar las probabilidades de desarrollar cáncer.
Los bromuros orgánicos no son muy biodegradables; cuando son
descompuestos se forman bromuros inorgánicos. Éstos pueden dañar el sistema
nervioso si son absorbidos en grandes dosis.
CARACTERÍSTICAS:
Número atómico 35
Radio atómico (Å)
Configuración electrónica: [Ar] 3d104s24p5
Primer potencial de ionización (eV): 11,91
Masa atómica (g/mol): 79,909
Punto de ebullición (ºC): 58
Descubridor: Antoine Balard en 1826
● A temperatura ambiente, el bromo es un líquido castaño rojizo.
● Se evapora fácilmente emitiendo fuertes olores que irritan la garganta y los pulmones.

● El bromo se disuelve bien en líquidos orgánicos tales como el éter, alcohol y tetracloruro
de carbono y levemente en agua.
● Es un elemento muy reactivo.
● Es volátil y denso.
● En estado líquido es peligroso para el ser humano.
● Aunque sea menos reactivo que el flúor y que el cloro, es más reactivo que el yodo.
● Reacciona con muchos metales. Por ejemplo con el potasio reacciona de forma violenta
(explosiva).
● El bromo se puede combinar con metales relativamente no reactivos tales como el platino
y el paladio.
USOS / APLICACIONES
- El bromo es usado en muchas áreas, tales como en productos químicos agrícolas,
insecticidas, colorantes, productos farmacéuticos y productos químicos intermedios.
Algunos usos están siendo eliminados por razones ambientales, pero siguen
encontrándose nuevos usos.
- Los compuestos del bromo pueden utilizarse como retardantes de llama. Estos se les
agrega a la gomaespuma de muebles, envases de plástico para productos electrónicos y
textiles para volverlos menos inflamables. Sin embargo, la utilización del bromo como un
retardante de llama se ha eliminado en los Estados Unidos debido a su toxicidad.
- Los compuestos organobromados son utilizados en extintores de halón que se usan para
apagar incendios en lugares como museos, aviones y tanques. El bromuro de plata es un
producto químicos usado en las películas fotográficas.
- Antes de que ciertos combustibles con plomo se retiraran, el bromo se utilizó para
preparar 1,2-di-bromoetano que fue un agente antibacterial
COMPUESTOS QUE CONTIENE
● Ácido bromoso
● Bromito
● Bromoacetona
● Bromovalerilurea
● Bromuro de bismuto (III)

● Bromuro de mercurio (I)
● Bromuro de mercurio (II)
● Bromuro de xililo
● Compuesto de organobromo
● Hipobromito
● Monocloruro de bromo
● Retardantes de llama bromados
● Trifluoruro de bromo
YODO
Este elemento puede encontrarse en forma molecular como yodo
diatómico. Es un oligoelemento y se emplea principalmente en
medicina, fotografía y como colorante. Químicamente, el yodo es el
halógeno menos reactivo y electronegativo. Como con todos los
otros halógenos (miembros del Grupo XVII en la tabla periódica),
el yodo forma moléculas diatómicas y por ello forma el diyodo de
fórmula molecular I2.
Descubridor: Bernard Courtois.
Origen del nombre: De la palabra griega "iodes" que significa "violeta",
aludiendo al color 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.
CARACTERÍSTICAS
Número atómico 53
Configuración electrónica [Kr]4d105s25p5
Punto de ebullición (ºC) 183
Punto de fusión (ºC) 113,7
Descubridor Bernard Courtois en 1811
- El yodo es un halógeno sólido en condiciones
ambientales y de color azul oscuro.
- Está abundantemente presente en la naturaleza,
principalmente en forma de yoduros y yodatos.
Se encuentra en rocas, en suelos con nitratos, en
depósitos de salmuera, en agua de mar, en
forma de yoduro de sodio, y en compuestos de
petróleo, como yoduro de potasio.
- Se descubrió accidentalmente durante el

proceso de producción de ceniza de sosa como resultado del exceso de ácido sulfúrico
añadido a cenizas de algas marinas, que concentra una gran cantidad de yodo.
- Este halógeno también aparece en los tejidos orgánicos de animales y vegetales y es
necesario para el metabolismo humano porque está presente en las hormonas producidas
por la glándula tiroides.
- Aunque es esencial para la vida humana, tanto la falta como el exceso de yodo en el
cuerpo pueden causar problemas de salud.
- El yodo no es soluble en agua, sino en etanol y otros solventes orgánicos, como disulfuro
de carbono, tetracloruro de carbono y cloroformo, y cuando se calienta puede sublimarse,
produciendo vapor de yodo de color violeta.
- El yodo puro se puede producir reaccionando yoduro de potasio con sulfato de cobre. Sin
embargo, comercialmente se lo obtiene por la acción del cloro gaseoso en el agua de mar,
oxidando el yoduro presente en ella.
- Pocos minerales están constituidos por yodo, siendo los principales la lautarita y yodato
de calcio, que se encuentran en nitratos de Chile.
- Entre las sustancias que contienen yodo, las principales son el yoduro de potasio (Kl) y el
yoduro de hidrógeno (Hl).
USOS / APLICACIONES
● El yodo se utiliza en fluidos de corte para máquinas de mecanizado y como materia prima
en la metalurgia del titanio, circonio y otros metales. Las lámparas halógenas y los aceites
de corte para máquinas contienen yodo.
● El yodo también se utiliza como medio de contraste para rayos X, como pigmento de
color violeta, en la fabricación de reactivos orgánicos y en laboratorios analíticos.
● El yodo y algunos yoduros se utilizan como catalizadores en la deshidrogenación de
butano y buteno, en la formación de butadieno y en la producción de polímeros.
● El yoduro de potasio se utiliza en la fabricación de películas fotográficas de alta
resolución.

● El yodo es un elemento fundamental para los seres vivos. La
mezcla de yoduro de potasio, yoduro de sodio y yodato de
sodio se adopta como suministro en la alimentación de ganado.
● En los seres humanos, la producción de las hormonas tiroxina y
triyodotironina por parte de la glándula tiroides depende de la
ingestión de yodo.
● La Organización Mundial de la Salud (OMS) recomienda que
los niños menores de 5 años ingieran al menos 100 microgramos/día de yodo; los chicos
de hasta 14 años de edad, de 120 a 150 microgramos/día; y las mujeres embarazadas o
lactantes, 200 microgramos/día.
● La falta de yodo causa bocio, hipertrofia de la glándula tiroides e hipotiroidismo.
● El exceso de yodo también es dañino y puede causar hipertiroidismo.
● Las sales de yodo también se utilizan como medicamentos para tratar afecciones como la
arterioesclerosis, la hipertensión arterial, la sífilis, el enfisema, la bronquitis crónica y la
artritis.
● Algunos de los compuestos de yodo son medicamentos, como el yoduro de potasio, que
se utilizan para prevenir la absorción de material radioactivo por el cuerpo en personas
expuestas a la radiactividad.
● Las tinturas de yodo, una solución de yodo en alcohol, se aplicó durante mucho tiempo
como desinfectante en heridas, sin embargo, estudios recientes han demostrado que su
uso retrasa la cicatrización de los tejidos.
● También se lo utiliza como purificador de agua.
COMPUESTOS QUE TIENE
- Ácido hipoyodoso
- Ácido yodoso
- Bis(hexaoxoyodato(VII))cuprato(III) de potasio
- Heptafluoruro de yodo
- Hipoyodito
- Pentafluoruro de yodo

- Pentóxido de yodo
- Peryodato
- Reactivo de Mayer
- Reactivo de Neßler
- Trifluoruro de yodo
- Yodito
- Yoduro de cesio
- Yoduro de cianógeno
- Yoduro de mercurio (I)
- Yoduro de mercurio (II)
ÁSTATO:
Es radiactivo y el más pesado de los halógenos. Se produce a
partir de la degradación de uranio y torio. Se piensa que el
ástato es más metálico que el yodo. 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.
Descubridor: Dale Corson, K. MacKenzie, Emilio Segrè.
Lugar de descubrimiento: USA.
Origen del nombre: De la palabra griega "astatos" que
significa "inestable",
debido a que este elemento carecía de isótopos estables.
Efecto ambiental: El Ástato no se da en cantidades significativas en la biosfera,
así que normalmente nunca presenta riesgos.
CARACTERÍSTICAS
Nombre, símbolo, número Ástato, At, 85
Serie química Halógenos

Grupo, período, bloque 17, 6, p
Masa atómica 210 u
Configuración electrónica [Xe]4f14 5d10 6s2 6p5
Electrones por nivel 2, 8, 18, 32, 18, 7
Propiedades atómicas
Electronegatividad 2, 2 (escala de Pauling)
Estado(s) de oxidación ±1,3,5,7
1.ª energía de ionización 920 kJ/mol
Propiedades físicas
Estado ordinario sólido
Punto de fusión 575 Kelvin (302 °C)
Entalpía de fusión 114 kJ/mol
El astato es un elemento químico de aspecto metálico con número atómico 85. Su símbolo es At
y pertenece al grupo de los halógenos y su estado habitual en la naturaleza es sólido. El astato
está situado en la posición 85 de la tabla periódica.
GRUPO 6A
El Grupo VIA recibe también el nombre de Grupo del Oxígeno por ser este el primer elemento del
grupo. Tienen seis electrones en el último nivel con la configuración electrónica externa ns2 np4. Los
tres primeros elementos, el oxígeno, azufre y selenio son no metales y los dos últimos el telurio y
polonio son metaloides.
El grupo VIA del sistema Periódico o grupo del oxígeno está formado por 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 covalentes simples 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 de valencia es:
ns2 np2+1+1. El oxígeno, cabeza de grupo, presenta, igual que en el caso del flúor, unas
características particulares que le diferencian del resto (Principio de singularidad). Posibles formas de
actuación:
● El oxígeno es un gas diatómico. El azufre y el selenio forman moléculas octa-atómicas S8 y
Se8
● El telurio y el polonio tienen estructuras tridimensionales.
● El oxígeno, azufre, selenio y telurio tienden a aceptar dos electrones formando compuestos
iónicos. Estos elementos también pueden formar compuestos moleculares con otros no
metales, en especial el oxígeno.
● El polonio es un elemento radioactivo, difícil de estudiar en el laboratorio.
● Pérdida de electrones
● El alto valor de los potenciales de ionización, pero sobre todo el alto poder polarizante de sus
cationes (debido a su pequeño tamaño) hacen que sólo el polonio dé lugar a sales . Sin
embargo, sí que se conocen sales de cationes poliatómicos.
Ganancia de electrones
Pueden actuar como aniones dinegativos, -2 , nunca mononegativos, ya que la mayor energía de red
de los compuestos resultantes compensa el valor desfavorable de la electroafinidad. Dado que el
tamaño del anión -2 crece conforme se desciende en el grupo, también lo hace su polarizabilidad, de
modo que los sulfuros, seleniuros y telururos poseen un marcado carácter covalente que aumenta en
dicho sentido. Se conocen también polianiones Eln2-.
Compartición de los electrones
Caben dos posibilidades:
Formación de dos enlaces σ sencillos.

Formación de un enlace doble σ + π.
El segundo caso sólo se da cuando los dos átomos implicados son de pequeño tamaño (o en todo caso
uno de ellos de tamaño moderado), ya que la eficacia de los solapamientos laterales de orbitales
(enlaces π) decrece muy rápidamente conforme aumenta la distancia internuclear, mientras que la
eficacia del solapamiento frontal σ, lo hace más lentamente.
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.
Fortaleciendo el enlace con átomos que dispongan de orbitales vacantes 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 solapamiento pπ-dπ a distancias en las que el solapamiento pπ-pπ sería despreciable.
Además pueden utilizar los orbitales nd vacantes, estabilizados por la unión a átomos muy
electronegativos, para actuar como ácidos de Lewis.
OXÍGENO
El oxígeno es un elemento químico de aspecto incoloro con número atómico 8. Su símbolo es O
y pertenece al grupo de los no metales y su estado habitual en la naturaleza es gaseoso. El
oxígeno está situado en la posición 8 de la tabla periódica. Propiedades del oxígeno Una de las
propiedades de los elementos no metales como el oxígeno es por ejemplo que los elementos no
metales son malos conductores del calor y la electricidad. El oxígeno, al igual que los demás
elementos no metales, no tiene lustre. Debido a su fragilidad, los no metales como el oxígeno, no
se pueden aplanar para formar láminas ni estirados para convertirse en hilos.

● El oxígeno es el elemento más abundante en el planeta tierra. Existe en estado libre, como
O2, en la atmósfera (21% en volumen), pero también combinado en el agua y formando parte
diversos óxidos y oxosales, como silicatos, carbonatos, sulfatos, etc.
OBTENCIÓN
Industrialmente, se obtiene de la destilación fraccionada del aire líquido. A escala de laboratorio,
existen diversos métodos de obtención:
1) Electrólisis de disoluciones acuosas alcalinas.
2) Descomposición catalítica de H2O2.
3) Descomposición térmica de cloratos.
CARACTERÍSTICAS
Número atómico: 8
Valencia: 2
Estado de oxidación: - 2
Electronegatividad: 3,5
Radio covalente (Å): 0,73
Configuración electrónica 1s22s22p4
Densidad (kg/m3) 1.429
Punto de ebullición (ºC) -183
Descubridor Joseph Priestly 1774
AZUFRE (S)
El azufre se encuentra: nativo (en zonas volcánicas y en domos de sal) ó combinado, en sulfatos,
sulfuros (sobre todo pirita, FeS2) y sulfuro de hidrógeno (acompañando al petróleo).
CARACTERÍSTICAS

Nombre Azufre
Número atómico 16
Valencia +2,2,4,6
Radio atómico (Å) 1,27
Configuración electrónica [Ne]3s23p4
Primer potencial de ionización
(eV) 10,36
Punto de ebullición (ºC) 444,6
Punto de fusión (ºC) 119,0
Descubridor Los antiguos
VARIEDADES ALOTRÓPICAS Y
SUS PROPIEDADES FÍSICAS:
- En estado sólido: Variedades rómbica y monoclínica
(anillos S8),
azufre plástico (cadenas Sn).
- En estado líquido: Anillos S8 y cadenas de longitud
variable.
- En fase gas: Cicloazufre, cadenas Sn (n = 3-10), S2

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.
Nombre Selenio
Número atómico 34
Valencia +2,-2,4,6
Radio atómico (Å) 1,40
Configuración electrónica [Ar]3d104s24p4
Primer potencial de ionización
(eV) 9,82

Punto de ebullición (ºC) 685
Punto de fusión (ºC) 217
Descubridor Jons Berzelius 1817
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, casos extremos imaginarios de
una situación real más compleja de interpretar. Este aumento se pone de manifiesto no
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 retiran de inmediato iones. El2- del
medio, favoreciendo la reacción. También se pueden comportar como reductores,
pasando a estados de oxidación formal positivos.
APLICACIONES:
Los elementos del grupo VIA, conocidos como la familia del grupo del oxígeno, comprenden al
oxigeno (o), azufre (s), selenio (se), telurio (te) y polonio (po). aunque todos ellos tienen seis
electrones de valencia, sus propiedades varían de no metálicas a metálicas en cierto grado,
conforme aumenta el numero atómico.
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 fósiles y obtener así energía, y se requiere durante el metabolismo urbano
para quemar carbohidratos. en ambos procesos, los productos secundarios son dióxido de
carbono y agua.
- El oxigeno constituye el 21 % en volumen del aire y el 49.5 % en peso de la corteza
terrestre.
- La otro forma alotrópica del oxigeno es el ozono, cuya fórmula es o3 es mas reactivo que
el oxigeno ordinario y se puede formar a partir de oxigeno en un arco eléctrico, como el

descargador a distancia de un motor eléctrico, también se puede producir ozono por la
acción de la luz ultravioleta sobre el oxigeno; esto explica el aroma " fresco del aire
durante las tormentas eléctricas".
AZUFRE:
El azufre es el segundo elemento no metal del grupo. a temperatura ambiente es un sólido
amarillo pálido que se encuentra libre en la naturaleza. lo conocían los antiguos y se le menciona
en el libro del génesis como piedra de azufre. las moléculas de azufre contienen ocho átomos de
azufre conectados a un anillo; su fórmula es s8 . el azufre tiene una importancia especial en la
manufactura de neumáticos de hule y acido sulfúrico, H2SO4 .
- Otros compuestos de azufre son importantes para blanquear frutos y granos Se usa en
muchos procesos industriales como la producción de ácido sulfúrico (sustancia química
más importante a nivel industrial), en la fabricación de pólvora y el vulcanizado del
caucho.
- Algunos compuestos como los sulfitos tienen propiedades blanqueadoras, otros tienen
uso medicinal (sulfas, sulfato de magnesio).
- También se utiliza en la elaboración de fertilizantes y como fungicida.
SELENIO:
El selenio es un no metal que presenta interesantes propiedades y usos. la conductividad de este
elemento aumenta con la intensidad de la luz. a causa de esta fotoconductividad.
- el selenio se a utilizado en los medidores de luz para camaras fotograficas y en
fotocopiadoras, pero la preocupación que origina su toxicidad ha hecho que disminuya su
uso.
- el selenio también puede convertir la corriente electrica alterna en corriente directa; se ha
utilizado en rectificadores, como los convertidores que se usan en los radios y grabadores
portátiles, y en herramientas electricas recargables.
- el color rojo que el selenio imparte al vidrio lo hace util en la fabricación de lentes para
señales luminosas. Se utiliza básicamente en electricidad y electrónica, como en células
solares y rectificadores.
- Se añade a los aceros inoxidables y es catalizador de reacciones de deshidrogenación.
- Algunos compuestos se emplean en la fabricación del vidrio y esmaltes. Los sulfuros se
usan en medicina veterinaria y champús.
- El dióxido de selenio es un catalizador muy utilizado en reacciones de oxidación,
hidrogenación y deshidrogenación de compuesos orgánicos.

TELURIO
El telurio, tiene aspecto metalico, pero es un metaloide en el que predominan las propiedades no
metalicas.
- 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, pero no es abundante.
- También se utiliza como agente vulcanizador y en la industria del vidrio.
- El telurio coloidal es insecticida y fungicida.
POLONIO
- El polonio es un elemento radiactivo poco comun 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.
- los isótopos constituyen una fuente de radiación alfa. Se usan en la investigación nuclear.
- Otro uso es en dispositivos ionizadores del aire para eliminar la acumulación de cargas
electrostáticas.
GRUPO 5A
El grupo VA del Sistema Periódico, o familia del nitrógeno, está formado por los elementos:
nitrógeno, fósforo, arsénico, antimonio y 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.
Propiedades físicas :
- son sólidos a temperatura ambiente
- Son de color plateado y poseen brillo metálico
- Conducen calor y electricidad
- Presentan altos puntos de fusión y de ebullición
- elementos vanadio niobio y tantalio grupo 5 de la tabla periódica
- Elementos: vanadio, niobio y tantalio,respectivamente

Propiedades químicas:
- Predomina el estado de oxidacion +4.
- Son bastante reactivos. La reactividad de estos elementos aumenta a medida que se
desciende en el grupo.
- Son poco nobles, aunque al estar recubiertos por una capa superficial de óxido provoca
una inercia química que es superada a altas temperaturas.
- Sólo producen complejos solubles con ácido fluorhídrico (HF).
- La fusión de sus óxidos con hidróxidos alcalinos origina vanadatos, niobatos y tantalatos.
- Forman compuestos de coordinación, esto debido a su facilidad para formar enlaces
covalentes con la participación de electrones d y por su tendencia a reaccionar
químicamente en diferentes estado de oxidación estables y a cambiar con relativa
facilidad de unos estados de oxidación a otros.
ELEMENTOS
- Nitrógeno (N)
- Fósforo (P)
- Arsénico (As)
- Antimonio (Sb)
- Bismuto (Bi)
NITRÓGENO:
El nitrógeno es un elemento químico de aspecto
incoloro con número atómico 7. Su símbolo es N y
pertenece al grupo de los no metales y su estado
habitual en la naturaleza es gaseoso. El nitrógeno
está situado en la posición 7 de la tabla periódica.
PROPIEDADES DEL NITRÓGENO:

Una de las propiedades de los elementos no metales como el nitrógeno es por ejemplo que los
elementos no metales son malos conductores del calor y la electricidad. El nitrógeno, al igual que
los demás elementos no metales, no tiene lustre. Debido a su fragilidad, los no metales como el
nitrógeno, no se pueden aplanar para formar láminas ni estirados para convertirse en hilos.
El estado del nitrógeno en su forma natural es gaseoso. El nitrógeno es un elmento químico de
aspecto incoloro y pertenece al grupo de los no metales. El número atómico del nitrógeno es 7.
El símbolo químico del nitrógeno es N. El punto de fusión del nitrógeno es de 63,14 grados
Kelvin o de -209,01 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del nitrógeno es
de 77,35 grados Kelvin o de - 194,8 grados celsius o grados centígrados.
USOS DEL NITRÓGENO:
El nitrógeno es un gas incoloro, inodoro, insípido e inerte por lo general (no reactivo). Si alguna
vez te has preguntado para qué sirve el nitrógeno, a continuación tienes una lista de sus posibles
usos:
● El nitrógeno se utiliza para conservar los alimentos envasados al detener la oxidación de
los alimentos que hace que se estropeen.
● Las bombillas pueden contener nitrógeno como una alternativa más barata al argón. El
gas nitrógeno se utiliza a menudo en la parte superior de los explosivos líquidos para
evitar que se detonen.
● El nitrógeno se usa para producir muchas piezas eléctricas tales como transistores,
diodos y circuitos integrados.
● Cuando se seca y se presuriza, el gas nitrógeno se usa como un gas dieléctrico para
equipos de alta tensión.
● Se utiliza para la fabricación de acero inoxidable.
● Se utiliza para reducir el riesgo de incendio en los sistemas militares de combustible de la
aeronave.
● El gas nitrógeno se utiliza para rellenar los neumáticos de los aviones y los automóviles
(coches). Sin embargo, los vehículos comerciales suelen usar aire normal.
● Los tanques de nitrógeno están sustituyendo gradualmente a los tanques de dióxido de
carbono como fuente de alimentación de pistolas de paintball.
● También puede utilizarse como una alternativa al dióxido de carbono en la presurización
de cerveza. El gas nitrógeno que hace burbujas más pequeñas por lo que la cerveza es
más suave.
● El nitrógeno líquido se utiliza para la conservación (llamado criopreservación, debido a la
baja temperatura) de la sangre y otras muestras biológicas.
● También se utiliza para enfriar los detectores de rayos X y las unidades centrales de
procesamiento en los ordenadores cuando están calientes.
● El nitrógeno es un componente de casi todas las drogas farmacológicas. El gas de la risa
(óxido nitroso) se puede utilizar como un anestésico.

PROPIEDADES ATÓMICAS DEL NITRÓGENO
La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que
se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición
donde encontrar el nitrógeno dentro de la tabla periódica de los elementos, el nitrógeno se
encuentra en el grupo 15 y periodo 2. El nitrógeno tiene una masa atómica de 14,0067 u.
La configuración electrónica del nitrógeno es [He] 2s2 2p3. La configuración electrónica de los
elementos, determina la forma el la cual los electrones están estructurados en los átomos de un
elemento. El radio medio del nitrógeno es de 65 pm, su radio atómico o radio de Bohr es de 56
pm, su radio covalente es de 75 pm y su radio de Van der Waals es de 155 pm. El nitrógeno tiene
un total de 7 electrones cuya distribución es la siguiente: En la primera capa tiene 2 electrones y
en la segunda tiene 5 electrones.
CARACTERÍSTICAS DEL NITRÓGENO
A continuación puedes ver una tabla donde se muestra las principales características que tiene el
nitrógeno.
Nitrógeno
Símbolo químico N
Número atómico 7
Grupo 15
Periodo 2
Aspecto incoloro
Bloque p
Densidad 1.2506 kg/m3
Masa atómica 14.0067 u
Radio medio 65 pm

Radio atómico 56
Radio covalente 75 pm
Radio de van der Waals 155 pm
Configuración electrónica [He] 2s2 2p3
Electrones por capa 2, 5
Estados de oxidación +-3, 5, 4, 2, 1 (ácido fuerte)
Estructura cristalina hexagonal
Estado gaseoso
Punto de fusión 63.14 K
Punto de ebullición 77.35 K
Calor de fusión 0.3604 kJ/mol
Temperatura crítica 126,19 K
Presión crítica 3.39 MPa Pa
Calor específico 1040 J/(K·kg)
Conductividad eléctrica __ 106S/m
Conductividad térmica 0,02598 W/(K·m)
FÓSFORO
El fósforo es un elemento químico de aspecto incoloro, rojo o blanco plateado con número
atómico 15. Su símbolo es P y pertenece al grupo de los no metales y su estado habitual en la
naturaleza es sólido. El fósforo está situado en la posición 15 de la tabla periódica.
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. El fósforo es un mineral que nuestro organismo necesita para su correcto
funcionamiento y se puede encontrar en los alimentos. A través del siguiente enlace, podrás
encontrar una lista de alimentos con fósforo.
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.
- El fósforo blanco se usa en bombas incendiarias, cortinas de humo (por ejemplo, bombas
de humo) y en munición trazadora.
- El tributilfosfato, un compuesto de fósforo, se utiliza para extraer uranio. Esto se llama el
proceso Purex. El fósforo es un componente importante de ADN y ARN.
- El fósforo se utiliza en la producción de acero.

- El tripolifosfato de sodio se utiliza en detergentes para ropa en algunas partes del mundo.
Esto ayuda en la limpieza de la ropa. Sin embargo, algunos países han prohibido ya que
conduce a la muerte de los peces cuando se filtró hacia las vías fluviales.
- Otros compuestos de fósforo se utilizan en la fabricación de pesticidas, aditivos
alimentarios, dentífrico y fertilizantes.
PROPIEDADES ATÓMICAS DEL FÓSFORO
donde encontrar el fósforo dentro de la tabla periódica de los elementos, el fósforo se encuentra
en el grupo 15 y periodo 3. El fósforo tiene una masa atómica de 30,9737620 u. La configuración
electrónica del fósforo es [Ne]3s2 3p3. La configuración electrónica de los elementos, determina
la forma el la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio
medio del fósforo es de 100 pm, su radio atómico o radio de Bohr es de 98 pm, su radio
covalente es de 106 pm y su radio de Van der Waals es de 180 pm. El fósforo tiene un total de 15
electrones cuya distribución es la siguiente: En la primera capa tiene 2 electrones, en la segunda
tiene 8 electrones y en su tercera capa tiene 5 electrones.
CARACTERÍSTICAS DEL FÓSFORO
A continuación puedes ver una tabla donde se muestra las principales características que tiene el
fósforo.
Fósforo
Símbolo químico P
Número atómico 15
Grupo 15
Periodo 3
Aspecto incoloro, rojo o blanco plateado
Bloque p
Densidad 1823 kg/m3
Radio medio 100 pm
Radio atómico98
Configuración electrónica [Ne]3s2 3p3
Electrones por capa 2, 8, 5

Estados de oxidación +-3, 1, 5
Óxido levemente ácido
Estructura cristalina monoclínica
Estado sólido
Punto de ebullición550 K
Presión de vapor 20,8 Pa a 294 K
Conductividad eléctrica 10-9S/m
ARSÉNICO
El arsénico es un elemento químico de aspecto gris metálico con número atómico 33. Su símbolo
es As y pertenece al grupo de los metaloides y su estado habitual en la naturaleza es sólido. El
arsénico está situado en la posición 33 de la tabla periódica.
PROPIEDADES DEL ARSÉNICO
El arsénico forma parte de los elementos
denominados metaloides o semimetales. Este tipo de
elementos tienen propiedades intermedias entre
metales y no metales. En cuanto a su conductividad
eléctrica, este tipo de materiales al que pertenece el

arsénico, son semiconductores. El estado del arsénico en su forma natural es sólido.
El arsénico es un elmento químico de aspecto gris metálico y pertenece al grupo de los
metaloides. El número atómico del arsénico es 33. El símbolo químico del arsénico es As. El
punto de fusión del arsénico es de 887 grados Kelvin o de 614,85 grados celsius o grados
centígrados. El punto de ebullición del arsénico es de 1090 grados Kelvin o de 817,85 grados
celsius o grados centígrados.
USOS DEL ARSÉNICO
El arsénico es un elemento químico que se encuentra junto a otros minerales tales como el azufre
y los metales. Es un metaloide que generalmente tiene un aspecto gris metálico. El arsénico es
muy tóxico para la mayoría de los seres vivos y existen pocas especies de bacterias que sean
capaces de utilizar los compuestos de arsénico sin que suponga un peligro para su vida. Si alguna
vez te has preguntado para qué sirve el arsénico, a continuación tienes una lista de sus posibles
usos:
- El uso principal de arsénico metálico es el fortalecimiento de las aleaciones de cobre y
plomo para su uso en baterías de coche.
- También se utiliza como un dopante de tipo n en dispositivos semiconductores
electrónicos (como los diodos).
- El arsénico también se utiliza en numerosos pesticidas, herbicidas e insecticidas, aunque
esta práctica se está volviendo menos común ya que cada vez más productos de este tipo
están prohibidos.
- Se ha utilizado como un conservante de madera debido a su toxicidad para los insectos,
bacterias y hongos.
- El arsénico se añade a los alimentos de animales para prevenir enfermedades y favorecer
su crecimiento.
- El arsénico se utiliza en el tratamiento médico del cáncer, tales como la leucemia
promielocítica aguda.
- También se utiliza en soluciones médicas, tales como solución de Fowler para la
psoriasis.
- El arsénico-74 un isótopo se utiliza como una forma de localizar tumores en el cuerpo. Se
produce imágenes más claras que utilizando yodo.
- El arsénico se añade en pequeñas cantidades a la alfa latón para hacerlo resistente a la
lixiviación de zinc.
- Este tipo de latón se utiliza para hacer accesorios de fontanería u otros artículos que están
en contacto constante con el agua.

- Usos del arsénico en el pasado Para crear armas biológicas durante la Primera Guerra
Mundial y la Guerra de Vietnam.
- Como un estimulante durante el siglo 18.
- El acetoarsenito de cobre se utiliza como un pigmento verde conocido bajo muchos
nombres, incluyendo "verde de París" y "verde esmeralda".
- El verde de Scheele, un arseniato de cobre, fue utilizado en el siglo 19 como un agente
colorante en dulces.
- El arsénico se utiliza en vidrio óptico. Los fabricantes de cristal modernos, bajo la presión
de los ambientalistas, que se lo retiren, junto con el plomo.
PROPIEDADES ATÓMICAS DEL ARSÉNICO
donde encontrar el arsénico dentro de la tabla periódica de los elementos, el arsénico se
encuentra en el grupo 15 y periodo 4. El arsénico tiene una masa atómica de 74,92160 u. La
configuración electrónica del arsénico es [Ar]4s2 3d10 4p3.
La configuración electrónica de los elementos, determina la forma el la cual los electrones están
estructurados en los átomos de un elemento. El radio medio del arsénico es de 115 pm, su radio
atómico o radio de Bohr es de 114 pm, su radio covalente es de 119 pm y su radio de Van der
Waals es de 185 pm. El arsénico tiene un total de 33 electrones cuya distribución es la siguiente:
En la primera capa tiene 2 electrones, en la segunda tiene 8 electrones, en su tercera capa tiene
18 electrones y en la cuarta, 5 electrones.
CARACTERÍSTICAS
Arsénico
Símbolo químico As
Número atómico 33
Grupo 15
Periodo 4
Aspecto gris metálico
Bloque p
Densidad 5727 kg/m3
Radio medio 115 pm
Radio atómico114

Configuración electrónica [Ar]4s2 3d10 4p3
Electrones por capa 2, 8, 18, 5
Estados de oxidación +-3,5
Óxido levemente ácido
Estructura cristalina romboédrica
Estado sólido
Punto de fusión 887 K
Conductividad eléctrica 3,45 × 106S/m
Conductividad térmica 50 W/(K·m)
ANTIMONIO
El antimonio es un elemento químico de aspecto gris plateado con número atómico 51. Su
símbolo es Sb y pertenece al grupo de los metaloides y su estado habitual en la naturaleza es
sólido. El antimonio está situado en la posición 51 de la tabla periódica
PROPIEDADES DEL ANTIMONIO
El antimonio forma parte de los elementos denominados metaloides
o semimetales. Este tipo de elementos tienen propiedades
intermedias entre metales y no metales. En cuanto a su
conductividad eléctrica, este tipo de materiales al que pertenece el
antimonio, son semiconductores.

El estado del antimonio en su forma natural es sólido. El antimonio es un elmento químico de
aspecto gris plateado y pertenece al grupo de los metaloides. El número atómico del antimonio es
51. El símbolo químico del antimonio es Sb. El punto de fusión del antimonio es de 903,78
grados Kelvin o de 631,63 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del
antimonio es de 1860 grados Kelvin o de 1587,85 grados celsius o grados centígrados.
PROPIEDADES ATÓMICAS DEL ANTIMONIO
donde encontrar el antimonio dentro de la tabla periódica de los elementos, el antimonio se
encuentra en el grupo 15 y periodo 5. El antimonio tiene una masa atómica de 121,760 u. La
configuración electrónica del antimonio es [Kr]4d105s25p3.
estructurados en los átomos de un elemento. El radio medio del antimonio es de 145 pm, su radio
atómico o radio de Bohr es de 133 pm y su radio covalente es de 138 pm. El antimonio tiene un
total de 51 electrones cuya distribución es la siguiente: En la primera capa tiene 2 electrones, en
la segunda tiene 8 electrones, en su tercera capa tiene 18 electrones, en la cuarta, 18 electrones y
en la quinta capa tiene 5 electrones. Características del antimonio
CARACTERÍSTICAS
Antimonio
Símbolo químico Sb
Número atómico 51
Grupo 15
Periodo 5
Aspecto gris plateado
Bloque p
Densidad 6697 kg/m3
Radio medio 145 pm
Radio atómico133
Configuración electrónica [Kr]4d105s25p3
Electrones por capa 2, 8, 18, 18, 5
Estados de oxidación +-3, 5
Óxido acidez media

Estado sólido
Presión de vapor 2,49 × 10-9Pa a 6304 K
Conductividad eléctrica 2,88 × 106S/m
BISMUTO
El bismuto es un elemento químico de aspecto rojo, blanco brillante con número atómico 83. Su
símbolo es Bi y pertenece al grupo de los metales del bloque p y su estado habitual en la
naturaleza es sólido. El bismuto está situado en la posición 83 de la tabla periódica.
PROPIEDADES DEL BISMUTO
El bismuto pertenece al grupo de elementos metálicos conocido
como metales del bloque p que están situados junto a los
metaloides o semimetales en la tabla periódica. Este tipo de
elementos tienden a ser blandos y presentan puntos de fusión
bajos, propiedades que también se pueden atribuir al bismuto,
dado que forma parte de este grupo de elementos.
El estado del bismuto en su forma natural es sólido. El bismuto
es un elmento químico de aspecto rojo, blanco brillante y
pertenece al grupo de los metales del bloque p. El número

atómico del bismuto es 83. El símbolo químico del bismuto es Bi. El punto de fusión del bismuto
es de 544,4 grados Kelvin o de 272,25 grados celsius o grados centígrados. El punto de
ebullición del bismuto es de 1837 grados Kelvin o de 1564,85 grados celsius o grados
centígrados.
PROPIEDADES ATÓMICAS DEL BISMUTO
donde encontrar el bismuto dentro de la tabla periódica de los elementos, el bismuto se encuentra
en el grupo 15 y periodo 6. El bismuto tiene una masa atómica de 208,98038 u. La configuración
electrónica del bismuto es [Xe]4f14 5d10 6s2 6p3.
estructurados en los átomos de un elemento. El radio medio del bismuto es de 160 pm, su radio
atómico o radio de Bohr es de 143 pm y su radio covalente es de 146 pm.
CARACTERÍSTICAS
Bismuto
Símbolo químico Bi
Número atómico 83
Grupo 15
Periodo 6
Aspecto rojo, blanco brillante
Bloque p
Densidad 9780 kg/m3
Radio medio 160 pm
Radio atómico143
Estados de oxidación 3, 5 (levemente ácido)
Estado sólido
Electronegatividad 2,02 (Pauling)
Calor específico 122 J/(kg·K)

Conductividad eléctrica 0,867 106 m-1·Ω-1
Conductividad térmica 7,87 W/(m·K)
GRUPO 4A
Se estudian como no metales, aunque todos tienen características semiconductoras en algunas
condiciones, además el plomo y estaño que se estudian como no metales. La posición central de
este grupo hace que su comportamiento sea un poco especial, sobre todo el de su primer
elemento carbono, que, tiene la propiedad de unirse consigo mismo, formando cadenas y dando
lugar así a una infinidad de compuestos que constituyen la llamada Química Orgánica.
PROPIEDADES FÍSICAS
● Los puntos de ebullición en el grupo del carbono tienden a disminuir a medida que se
desciende en el grupo.
● El carbono es el más ligero del grupo, el mismo sublima a 3825°C
● El punto de ebullición del silicio es 3265°C el del germanio es 2833°C el del estaño es
2602°C el del plomo es 1749°C.
● Los puntos de fusión tienen la misma tendencia que su punto de ebullición. El punto de
fusión del silicio es 1414°C, el del germanio 939°C, para el estaño es 232°C y para el
plomo 328°C.3
● La estructura cristalina del carbono es hexagonal, a altas presiones y temperaturas se
encuentra bajo la forma de diamante.
● La densidad de los elementos del grupo del carbono tiende a aumentar con el aumento del
número atómico.
PROPIEDADES QUÍMICAS
● Cada uno de los elementos de este grupo tiene 4 electrones en su capa más externa. En la
mayoría de los casos, los elementos comparten sus electrones; la tendencia a perder
electrones aumenta a medida que el tamaño del átomo aumenta.
● El carbono es un no metal que forma iones negativos bajo forma de carburos (4-). El
silicio y el germanio son metaloides con número de oxidación +4. El estaño y el plomo
son metales que también tienen un estado de oxidación +2.
● El carbono forma tetra haluros con los halógenos.

● El carbono se puede encontrar bajo la forma de tres óxidos: dióxido de carbono (CO2),
monóxido de carbono (CO) y dióxido de tricarbono (C3O2). El carbono forma disulfuros
y diselenios.1
COMPUESTOS QUE LO FORMAN:
- carbono
- silicio
- germanio
- estaño
- plomo
CARBONO
El carbono se conoce desde la antigüedad. El término Carbono procede del latín carbo que
significa carbón de leña. Dependiendo de las condiciones de formación, puede encontrarse en la
naturaleza en distintas formas alotrópicas, carbono amorfo y cristalino en forma de grafito o
diamante. El grafito se combina con arcilla para fabricar las minas de los lápices. Además se
utiliza como aditivo en lubricantes. El diamante se emplea para la construcción de joyas y como
material de corte aprovechando su dureza. Constituye la base de todos los procesos vitales y se
encuentra en una variedad casi infinita de combinaciones. En combinaciones con otros
elementos, el carbono es un elemento ampliamente distribuido en la naturaleza, donde existe
principalmente en forma de carbonatos. El dióxido de carbono es un componente importante de
la atmósfera.

CARACTERÍSTICAS
El carbono es un elemento notable por varias razones. Sus formas alotrópicas incluyen, una de
las sustancias más blandas (el grafito) y una de las más duras (el diamante) y, desde el punto de
vista económico, es de los materiales más baratos (carbón) y uno de los más caros (diamante).
Más aún, 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 (ver ciclo del carbono); con el hidrógeno forma
numerosos compuestos denominados genéricamente hidrocarburos, esenciales para la industria y
el transporte en la forma de combustibles fósiles; y combinado con oxígeno e hidrógeno forma
gran variedad de compuestos como, por ejemplo, los ácidos grasos, esenciales para la vida, y los
ésteres que dan sabor a las frutas; además es vector, a través del ciclo carbono-nitrógeno, de
parte de la energía producida por el Sol.
APLICACIONES
El principal uso industrial del carbono es como un componente de hidrocarburos, especialmente
los combustibles fósiles (petróleo y gas natural). Del primero se obtienen, por destilación en las
refinerías, gasolinas, queroseno y aceites, siendo además la materia prima empleada en la
obtención de plásticos. El segundo se está imponiendo como fuente de energía por su
combustión más limpia. Otros usos son:
● El isótopo radiactivo carbono-14, descubierto el 27 de febrero de 1940, se usa en la
datación radiométrica. El grafito se combina con arcilla para fabricar las minas de los
lápices. Además se utiliza como aditivo en lubricantes.

● Las pinturas anti-radar utilizadas en el camuflaje de vehículos y aviones militares están
basadas igualmente en el grafito, intercalando otros compuestos químicos entre sus capas.
● Es negro y blando. Sus átomos están distribuidos en capas paralelas muy separadas entre
sí. Se forma a menos presión que el diamante.
● Aunque parezca difícil de creer, un diamante y la mina de un lapicero tienen la misma
composición química: carbono. El diamante es transparente y muy duro.
● En su formación, cada átomo de carbono está unido de forma compacta a otros cuatro
átomos. Se originan con temperaturas y presiones altas en el interior de la tierra. Se
emplea para la construcción de joyas y como material de corte aprovechando su dureza.
SILICIO
El silicio es el elemento electropositivo más abundante de la corteza terrestre. Es un metaloide
con marcado lustre metálico y sumamente quebradizo. Por lo regular, es tetravalente en sus
compuestos, aunque algunas veces es divalente, y es netamente electropositivo en su
comportamiento químico. Además, se conocen compuestos de silicio pentacoordinados y
hexacoordinados.
PROPIEDADES DEL SILICIO
El silicio forma parte de los elementos denominados metaloides o semimetales. Este tipo de
elementos tienen propiedades intermedias entre metales y no metales. En cuanto a su
conductividad eléctrica, este tipo de materiales al que pertenece el silicio, son semiconductores.
El estado del silicio en su forma natural es sólido (no magnético). El silicio es un elmento
químico de aspecto gris oscuro azulado y pertenece al grupo de los metaloides. El número
atómico del silicio es 14. El símbolo químico del silicio es Si. El punto de fusión del silicio es de

1687 grados Kelvin o de 1414,85 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del
silicio es de 3173 grados Kelvin o de 2900,85 grados celsius o grados centígrados.
USO DEL SILICIO
El silicio es el segundo elemento más
abundante en la corteza terrestre y es
vital para la industria de la construcción.
Si alguna vez te has preguntado para qué
sirve el silicio, a continuación tienes una
lista de sus posibles usos:
- El dióxido de silicio y sílice (en
forma de arcilla o arena) son
componentes importantes de ladrillos,
hormigón y cemento.
- El silicio es un semiconductor.
Esto significa que el flujo eléctrico puede ser controlada mediante el uso de partes de
silicio. Por lo tanto, el silicio es muy importante en la industria eléctrica.
- Componentes de silicio se utilizan en las computadoras, los transistores, células solares,
pantallas LCD y otros dispositivos semiconductores.
- La mayoría del silicio se utiliza para la fabricación de aleaciones de aluminio y silicio
con el fin de producir piezas fundidas. Las piezas se producen mediante el vertido del
material fundido de aluminio y silicio en un molde. Estas piezas de material fundido se
utilizan generalmente en la industria del automóvil para fabricar piezas para coches.
- La masilla "Silly Putty" antes se hacía mediante la adición de ácido bórico al aceite de
silicona.
- El carburo de silicio es un abrasivo muy importante.
- Los silicatos se puede utilizar para hacer tanto cerámica y como esmalte.
- La arena, que contiene silicio, es un componente muy importante del vidrio.
- La silicona, un polímero derivado del silicio, se utiliza en aceites y ceras, implantes
mamarios, lentes de contacto, explosivos y pirotecnia (fuegos artificiales).
- En el futuro, el silicio puede sustituir al carbón como la principal fuente de electricidad.
PROPIEDADES ATÓMICAS DEL SILICIO
● La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y
protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En
cuanto a la posición donde encontrar el silicio dentro de la tabla periódica de los
elementos, el silicio se encuentra en el grupo 14 y periodo 3. El silicio tiene una masa
atómica de 28,0855 u.

● La configuración electrónica del silicio es [Ne]3s2 3p2. La configuración electrónica de
los elementos, determina la forma el la cual los electrones están estructurados en los
átomos de un elemento. El radio medio del silicio es de 110 pm, su radio atómico o radio
de Bohr es de 111 pm, su radio covalente es de 111 pm y su radio de Van der Waals es de
210 pm. El silicio tiene un total de 14 electrones cuya distribución es la siguiente: En la
primera capa tiene 2 electrones, en la segunda tiene 8 electrones y en su tercera capa tiene
4 electrones.
CARACTERÍSTICAS
Silicio
Símbolo químico Si
Número atómico 14
Grupo 14
Periodo 3
Aspecto gris oscuro azulado
Bloque p
Densidad 2330 kg/m3
Radio medio 110 pm
Radio atómico 111
Configuración electrónica [Ne]3s2 3p2
Electrones por capa 2, 8, 4
Estados de oxidación 4
Óxido anfótero
Estructura cristalina cúbica centrada en las caras
Estado sólido
Punto de fusión 1687 K
Conductividad eléctrica 2,52·10-4S/m
Conductividad térmica 148 W/(K·m)

GERMANIO
El germanio es un elemento químico de aspecto blanco grisáceo con número atómico 32. Su
símbolo es Ge y pertenece al grupo de los metaloides y su estado habitual en la naturaleza es
sólido. El germanio está situado en la posición 32 de la tabla periódica.
PROPIEDADES DEL
GERMANIO
El germanio forma parte de los
elementos denominados metaloides o
semimetales. Este tipo de elementos
tienen propiedades intermedias entre
metales y no metales. En cuanto a su
conductividad eléctrica, este tipo de
materiales al que pertenece el germanio,
son semiconductores.
El estado del germanio en su forma natural es sólido. El germanio es un elmento químico de
aspecto blanco grisáceo y pertenece al grupo de los metaloides. El número atómico del germanio
es 32. El símbolo químico del germanio es Ge. El punto de fusión del germanio es de 1211,4

grados Kelvin o de 939,25 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del
germanio es de 3093 grados Kelvin o de 2820,85 grados celsius o grados centígrados.
USOS DEL GERMANIO
El germanio es una sustancia dura de color blanco grisáceo que se encuentra con los minerales de
zinc, plata, plomo y cobre. Un químico alemán llamado Clemens Winkler descubrió este
elemento en el año 1886 y la llamó así en referencia a Alemania. La producción principal de
germanio es como un subproducto de la obtención del mineral de zinc y no se producen más de
100 toneladas al año. Es es muy demandado por sus importantes aplicaciones. Si alguna vez te
has preguntado para qué sirve el germanio, a continuación tienes una lista de sus posibles usos:
- El germanio se utiliza como material semiconductor.
- Se usa generalmente, junto al silicio, en los circuitos integrados de alta velocidad para
mejorar su rendimiento.
- En algunos casos se está planteando sustituir al silicio por germanio para hacer chips
miniaturizados.
- También se utiliza en las lámparas fluorescentes y algunos didodos LED.
- Algunos pedales de guitarra contienen transistores de germanio para producir un tono de
distorsión característico.
- Se puede utilizar en los paneles solares. De hecho, los robots exploradores de marte
contienen germanio en sus células solares.
- El germanio se combina con el oxígeno para su uso en las lentes de las cámaras y la
microscopía.
- También se utiliza para la fabricación del núcleo de cables de fibra óptica.
- También se utiliza en aplicaciones de imágenes térmicas para uso militar y la lucha
contra incendios.
- El germanio se utiliza en el control de los aeropuertos para detectar las fuentes de
radiación.
- Hay algunos indicios de que puede ayudar al sistema inmunológico de pacientes con
cáncer, pero esto todavía no está probado.
- Actualmente el germanio está considerado como un peligro potencial para la salud
cuando se utiliza como suplemento nutricional.
PROPIEDADES ATÓMICAS DEL GERMANIO

donde encontrar el germanio dentro de la tabla periódica de los elementos, el germanio se
encuentra en el grupo 14 y periodo 4.
El germanio tiene una masa atómica de 72,64 u. La configuración electrónica del germanio es
[Ar]3d10 4s2 4p2. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma el la cual
los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio medio del germanio es
de 125 pm, su radio atómico o radio de Bohr es de 125 pm y su radio covalente es de 122 pm. El
germanio tiene un total de 32 electrones cuya distribución es la siguiente: En la primera capa
tiene 2 electrones, en la segunda tiene 8 electrones, en su tercera capa tiene 18 electrones y en la
cuarta, 4 electrones.
CARACTERÍSTICAS
Símbolo químico Ge
Número atómico 32
Grupo 14
Periodo 4
Aspecto blanco grisáceo
Bloque p
Densidad 5323 kg/m3
Radio medio 125 pm
Radio atómico125
Configuración electrónica [Ar]3d10 4s2 4p2
Electrones por capa 2, 8, 18, 4
Estados de oxidación 4
Óxido anfótero
Estado sólido
Conductividad eléctrica 1,45 S/m
ESTAÑO

El estaño es un elemento químico de aspecto gris plateado brillante con número atómico 50. Su
símbolo es Sn y pertenece al grupo de los metales del bloque p y su estado habitual en la
naturaleza es sólido. El estaño está situado en la posición 50 de la tabla periódica
PROPIEDADES DEL ESTAÑO
El estaño pertenece al grupo de elementos metálicos conocido como metales del bloque p que
están situados junto a los metaloides o semimetales en la tabla periódica. Este tipo de elementos
tienden a ser blandos y presentan puntos de fusión bajos, propiedades que también se pueden
atribuir al estaño, dado que forma parte de este grupo de elementos. El estado del estaño en su
forma natural es sólido. El estaño es un elmento químico de aspecto gris plateado brillante y
pertenece al grupo de los metales del bloque p. El número atómico del estaño es 50. El símbolo
químico del estaño es Sn. El punto de fusión del estaño es de 505,08 grados Kelvin o de 232,93
grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del estaño es de 2875 grados Kelvin o
de 2602,85 grados celsius o grados centígrados.
PROPIEDADES ATÓMICAS DEL ESTAÑO
donde encontrar el estaño dentro de la tabla periódica de los elementos, el estaño se encuentra en
el grupo 14 y periodo 5. El estaño tiene una masa atómica de 118,710 u.
La configuración electrónica del estaño es [Kr]4d10 5s2 5p2. La configuración electrónica de los
elementos, determina la forma el la cual los electrones están estructurados en los átomos de un
elemento. El radio medio del estaño es de 145 pm, su radio atómico o radio de Bohr es de 145
pm, su radio covalente es de 180 pm y su radio de Van der Waals es de 217 pm. El estaño tiene
un total de 50 electrones cuya distribución es la siguiente: En la primera capa tiene 2 electrones,

en la segunda tiene 8 electrones, en su tercera capa tiene 18 electrones, en la cuarta, 18 electrones
y en la quinta capa tiene 4 electrones.
CARACTERÍSTICAS
Símbolo químico Sn Número atómico 50 Grupo 14 Periodo 5 Aspecto gris plateado brillante
Bloque p Densidad 7310 kg/m3 Masa atómica 118.710 u Radio medio 145 pm Radio
atómico145 Radio covalente 180 pm Radio de van der Waals 217 pm Configuración
electrónica [Kr]4d10 5s2 5p2 Electrones por capa 2, 8, 18, 18, 4 Estados de oxidación 4,2
Óxido anfótero) Estructura cristalina tetragonal Estado sólido Punto de fusión 505.08 K Punto
de ebullición2875 K Calor de fusión 7.029 kJ/mol Presión de vapor 5,78·10-21Pa a 505 K
Electronegatividad 1,96 Calor específico 228 J/(K·kg) Conductividad eléctrica 9,17·106S/m
PLOMO
El plomo es un elemento químico de aspecto gris azulado con número atómico 82. Su símbolo es
Pb y pertenece al grupo de los metales del bloque p y su estado habitual en la naturaleza es
sólido. El plomo está situado en la posición 82 de la tabla periódica.
PROPIEDADES DEL PLOMO
El plomo pertenece al grupo de elementos metálicos conocido como metales del bloque p que
están situados junto a los metaloides o semimetales en la tabla periódica. Este tipo de elementos
tienden a ser blandos y presentan puntos de fusión bajos, propiedades que también se pueden
atribuir al plomo, dado que forma parte de este grupo de elementos.

El estado del plomo en su forma natural es sólido. El plomo es un elmento químico de aspecto
gris azulado y pertenece al grupo de los metales del bloque p. El número atómico del plomo es
82. El símbolo químico del plomo es Pb. El punto de fusión del plomo es de 600,61 grados
Kelvin o de 328,46 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del plomo es de
2022 grados Kelvin o de 1749,85 grados celsius o grados centígrados.
PROPIEDADES ATÓMICAS DEL PLOMO
donde encontrar el plomo dentro de la tabla periódica de los elementos, el plomo se encuentra en
el grupo 14 y periodo 6. El plomo tiene una masa atómica de 207,2 u. La configuración
electrónica del plomo es [Xe]4f14 5d10 6s2 6p2.
estructurados en los átomos de un elemento. El radio medio del plomo es de 180 pm, su radio
atómico o radio de Bohr es de 154 pm, su radio covalente es de 147 pm y su radio de Van der
Waals es de 202 pm.
CARACTERÍSTICAS
Símbolo químico Pb
Número atómico 82
Grupo 14
Periodo 6
Aspecto gris azulado
Bloque p
Densidad 11340 kg/m3
Radio medio 180 pm
Radio atómico154
Estados de oxidación 4, 2 (anfótero)
Estado sólido

Presión de vapor 4,21 × 10-7Pa a 600 K
Electronegatividad 2,33 (Pauling)
Calor específico 129 J/(kg·K)
Conductividad eléctrica 4,81 × 106 m-1·Ω-1
Conductividad térmica 35,3 W/(m·K)
CONCLUSIONES
Gracias a las herramientas audiovisuales se realizó un reconocimiento característico a cerca de
cada grupo, 4, 5, 6 y 7 (A) de la tabla periódica, teniendo en cuenta sus diferentes elelemtos en
sus facetas, químicas, físicas, atómicas.
VIDEOS PATRÓN PARA HACER EL BLOG
https://youtu.be/YJ-XDj_KrHY
https://youtu.be/PsW0sGF5EBE
https://youtu.be/llyNO1BwOdU
https://youtu.be/sbzClgkK__o
https://youtu.be/cnCFErGwWLc
https://youtu.be/xbpwDxAT6pw
https://youtu.be/di0jSLWnypM
https://youtu.be/2HMAmn1BedA
FUENTES TERCIARIAS PARA COMPLEMENTAR
HALÓGENOS
FLÚOR
https://es.wikipedia.org/wiki/Categor%C3%ADa:Compuestos_de_fl%C3%BAor
CLORO
https://www.chemicalsafetyfacts.org/es/cloro/
https://www.caracteristicass.de/cloro/
BROMO
https://www.caracteristicass.de/bromo/

YODO
https://www.caracteristicas.cc/yodo/
ÁSTATO
https://es.wikipedia.org/wiki/%C3%81stato

Grupos de la tabla periodica

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