Grupos 4A 5A 6A 7A de la Tabla Periódica

Introducción
Identificar los diferentes grupos de la tabla periódica como el 4A – 5A – 6A -7A. En la actualidad la
Tabla periódica de los elementos químicos es obra del químico austríaco Friedrich Adolf Paneth y
de la química suiza, Alfred Werner. En ella los elementos conocidos hasta el momento se clasifican
en orden según su número atómico, con una estructura de dieciocho columnas, y siete filas. A las
filas se las conoce como períodos, y a las columnas, como grupos.
Objetivos
● Nombres y símbolos para cada elemento que lo constituyen.
● Propiedades físicas y químicas de los elementos más importantes de los grupos
● Origen, ubicación y efectos ambientales sobre el agua, aire o suelo de dichos elementos
o sus compuestos
Marco Teorico
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.
GRUPO 4A
Los elementos que componen a la familia del carbono o carbonoides son:
● Carbono (C)
● Silicio (Si)
● Germanio (Ge)
● Estaño (Sn)
● Plomo (Pb)
El carbono es un no metal, es uno de los elementos mas significativos de la tabla
periódica porque integra una gran cantidad de compuestos, y entre ellos a las
sustancias que forman a los seres vivos. El carbono se presenta en la naturaleza
formando distintas sustancias, como carbón de piedra, petróleo, grafito, diamante
y carbonatos.
La mayor parte de las rocas está formada por silicio, es por lo tanto el elemento
mas abundante de la corteza terrestre. Actualmente se usa como semiconductor
de los circuitos de las computadoras.
GRUPO 5A
El grupo del nitrógeno o de los nitrogenados conforma el grupo 15 de la tabla
periódica (antiguo grupo VA) y está compuesto por los siguientes elementos:

nitrógeno, fósforo, arsénico, antimonio y bismuto. Todos ellos poseen 5 electrones
de valencia (última capa s2p3).
Suelen formar enlaces covalentes entre el nitrogeno y el fosforo.
Propiedades
A alta temperatura son muy reactivos y suelen formarse enlaces covalentes entre
el N y el P y enlaces iónicos entre Sb y Bi y otros elementos. El nitrógeno
reacciona con O2 y H2 a altas temperaturas.
Ejemplo de reacción con H2:
N2 + 3H2 → 2NH3
El bismuto reacciona con O2 y con halógenos, formando bismita y bismutina entre
otros compuestos..
A continuación se muestra una tabla con las características generales de estos
elementos.
Propiedad N P As Sb Bi
Estructura electrónica externa 2 s² 2 p³ 3 s² 3 p³ 4 s² 4 p³ 5 s² 5 p³ 6 s² 6 p³
Densidad (Kg/m³) 1’25 (1) 1.820 5.780 6.690 8.900
Punto de fusión (°C) -210 44 814 613 271
1ª Energía de ionización (KJ/mol) 1.402 1.012 947 834 703
Electronegatividad 3’0 2’1 2’1 1’9 1’8
Estados de oxidación comunes -3, +5 ±3, +5 ±3, +5 ±3, +5 ±3, +5
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.
GRUPO 6A
Grupo del Oxigeno
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.
Estado natural
Oxígeno
El oxígeno es el elemento más abundante en el planeta tierra. Existe en estado
libre, como O2, en la atmósfera (21% en volumen), pero también combinado en el
agua y formando parte diversos óxidos y oxosales, como silicatos, carbonatos,
sulfatos, etc.
En condiciones ordinarias el oxígeno se presenta en dos formas alotrópicas, el
dioxígeno y el ozono, de los cuales sólo el primero es termodinámicamente
estable.
A diferencia del oxígeno, que se presenta en su variedad más estable como
molécula diatómica O2 derivada de un enlace doble, los demás presentan
estructuras derivadas de enlaces sencillos. Esto es debido a la disminución de la
eficacia del solapamiento lateral a medida que aumenta el tamaño de el.
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.
Azufre
El azufre se encuentra: nativo (en zonas volcánicas y en domos de sal) ó
combinado, en sulfatos, sulfuros (sobre todo pirita, FeS2) y sulfuro de hidrógeno
(acompañando al petróleo).
Variedades alotrópicas y sus propiedades físicas:
● En estado sólido.
Variedades rómbica y monoclínica (anillos S8), azufre plástico (cadenas Sn).
● En estado líquido.
Anillos S8 y cadenas de longitud variable.
● En fase gas.
Cicloazufre, cadenas Sn (n = 3-10), S2
Selenio
El selenio presenta tres formas alotrópicas:
● Se rojo: constituido por moléculas Se8.
● Se negro: anillos Sen con n muy grande y variable (forma amorfa).
● Se gris: de estructura similar a la del azufre plástico. Este alótropo presenta
aspecto metálico (es un semimetal) y es fotoconductor.
Teluro
Presenta una única variedad alotrópica, el Te gris, similar al Se gris. Tiene un
carácter más metálico que el anterior.
Polonio
Presenta dos alótropos: cúbico simple y romboédrico, en los que que cada átomo
está directamente rodeado por seis vecinos a distancias iguales (d0=355pm).
Ambos alótropos tienen carácter metálico.
Carácter metálico en el grupo
Los elementos de este grupo muestran una transición paulatina desde las
propiedades típicamente covalentes en la parte alta del grupo hasta las
típicamente metálicas del elemento más pesado; y constituyen un excelente

ejemplo de como los modelos de enlace covalente y metálico son, únicamente,
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 vi a, 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 varian de
no metalicas a metalicas en cierto grado, conforme aunmenta el numero atomico.
● Oxígeno: Como oxígeno molecular (O2 ) se utiliza en la industria del acero,
en el tratamiento de aguas negras, en el blanqueado de pulpa y papel, en
sopletes oxiacetilénicos, en medicina y en numerosas reacciones como
agente oxidante.
El oxigeno gaseoso, O2 es fundamental para la vida; es necesario para quemar los
combustibles fosiles y obtener asi energia, y se requiere durante el metabolismo
urbano para quemar carbohidratos. en ambos procesos, los productos
secundarios son dióxido de carbono y agua. el oxigeno constituye el 21 % en
volumen del aire y el 49.5 % en peso de la corteza terrestre. La otro forma
alotropica del oxigeno es el ozono, cuya formula es o3 es mas reactivo que el

oxigeno ordinario y se puede formar a partir de oxigeno en un arco electrico, como
el descargador a distancia de un motor electrico, tambien se puede producir ozono
por la acción de la luz ultravioleta sobre el oxigeno; esto explica el aroma " fresco
del aire durante las tormentas electricas".
● Azufre: El azufre es el segundo elemento no metal del grupo. a temperatura
ambiente es un solido amarillo palido que se encuentra libre en la
naturaleza. lo conocían los antiguos y se le menciona en el libro del genesis
como piedra de azufre. las moléculas de azufre contienen ocho atomos de
azufre conectados a un anillo; su formula es s8 . el azufre tiene una
importancia especial en la manufactura de neumáticos de hule y acido
sulfurico, H2SO4 . Otros compuestos de azufre son importantes para
blanquear frutos y granos
Se usa en muchos procesos industriales como la producción de ácido sulfúrico
(sustancia química más importante a nivel industrial), en la fabricación de pólvora
y el vulcanizado del caucho. Algunos compuestos como los sulfitos tienen
propiedades blanqueadoras, otros tienen uso medicinal (sulfas, sulfato de
magnesio). También se utiliza en la elaboración de fertilizantes y como fungicida.
● Selenio: El selenio es un no metal que presenta interesantes propiedades y
usos. la conductividad de este elemento aumenta con la intensidad de la
luz. a causa de esta fotoconductividad, el selenio se a utilizado en los
medidores de luz para camaras fotograficas y en fotocopiadoras, pero la
preocupación que origina su toxicidad ha hecho que disminuya su uso. el
selenio tambien puede convertir la corriente electrica alterna en corriente
directa; se ha utilizado en rectificadores, como los convertidores que se
usan en los radios y grabadores portátiles, y en herramientas electricas
recargables. el color rojo que el selenio imparte al vidrio lo hace util en la
fabricación de lentes para señales luminosas.
Se utiliza básicamente en electricidad y electrónica, como en células solares y
rectificadores. Se añade a los aceros inoxidables y es catalizador de reacciones
de deshidrogenación. Algunos compuestos se emplean en la fabricación del vidrio
y esmaltes. Los sulfuros se usan en medicina veterinaria y champús. El dióxido de
selenio es un catalizador muy utilizado en reacciones de oxidación, hidrogenación
y deshidrogenación de compuesos orgánicos.
● 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. 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. También se utiliza como
agente vulcanizador y en la industria del vidrio. El telurio coloidal es insecticida y
fungicida.
● Polonio: los isótopos constituyen una fuente de radiación alfa. Se usan en la
investigación nuclear. Otro uso es en dispositivos ionizadores del aire para
eliminar la acumulación de cargas electrostáticas.
GRUPO 7A
Propiedades generales del grupo VIIA:
● 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.
Nombres y símbolos de cada elemento del grupo:
F: Flúor.
Cl: Cloro.
Br: Bromo.
I: Yodo.
At: Astato.
Propiedades físicas y químicas de los elementos más importantes del grupo VIIA:
Flúor (F): Sus derivados tienen mucho uso industrial. Entre ellos se destaca el
freón utilizado como congelante y la resina teflón. Se agregan además fluoruros al
agua potable y detríficos para prevenir las caries.

Número atómico 9
Valencia -1
Estado de oxidación -1
Electronegatividad 4,0
Radio covalente (Å) 0,72
Radio iónico (Å) 1,36
Radio atómico (Å) -
Configuración electrónica 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
Cloro(Cl): Sus propiedades blanqueadoras lo hacen muy útil en las papeleras e
industrias textiles. Como desinfectante se agrega al agua en el proceso de
potabilización y a las piscinas.Otros usos son las industrias de colorantes y
la elaboración de ciertas medicinas.
Número atómico 17
Valencia +1,-1,3,5,7
Electronegatividad 3.0

Configuración
electrónica
[Ne]3s23p5
Primer potencial de
ionización (eV)
13,01
Punto de ebullición (ºC) -34,7
Descubridor
Carl Wilhelm
Scheele en 1774
Bromo(Br): Los bromuros como sedantes. El bromuro de plata en las
placas fotográficas.
Número atómico 35
Configuración electrónica [Ar]3d104s24p5
Primer potencial
de ionización (eV)
11,91
Punto de ebullición (ºC) 58
Descubridor Anthoine Balard en 1826

Yodo(Y): Es esencial en el cuerpo humano para el adecuado funcionamiento de la
tiroides por eso se suele agregar a la sal de mesa. También se emplea
como antiséptico.
Número atómico 53
Configuración electrónica [Kr]4d105s25p5
Primer potencial de ionización (eV) 10,51
Punto de ebullición (ºC) 183
Punto de fusión (ºC) 113,7
Descubridor Bernard Courtois en 1811
Origen, ubicación y efectos ambientales sobre el agua, aire o suelo de
dichos elementos o sus compuestos:
Flúor
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.
Cloro
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.
Bromo:
Descubridor: Antoine J. Balard.
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.
Yodo
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.
Ástato
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
Nomenclatura: Es un conjunto de reglas o fórmulas que se utilizan para
nombrar todos los elementos y los compuestos químicos. Actualmente la
IUPAC (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada, en inglés

International Union of Pure and Applied Chemistry) es la máxima autoridad
en materia de nomenclatura química, la cual se encarga de establecer las
reglas correspondientes.
Sistema de nomenclatura para compuestos inorgánicos: Este sistema de
nomenclatura agrupa y nombra a los compuestos inorgánicos, que son todos
los compuestos diferentes de los orgánicos. Actualmente se aceptan tres
sistemas o sub-sistemas de nomenclatura, estos son: el sistema de
nomenclatura estequiométrica o sistemático, el sistema de nomenclatura
funcional o clásico o tradicional y el sistema de nomenclatura Stock. Estos
tres sistemas nombran a casi todos los compuestos inorgánicos, siendo la
nomenclatura tradicional la más extensa, y tiene grandes ramas del
desarrollo físico y alternativo, y lleva a cabo varias interpretaciones de las
funciones básicas de cada elemento.
Función de química:
Se llama Función química al conjunto de propiedades comunes que
caracterizan a una serie de sustancias, permitiendo así diferenciarlas de las
demás. Este tipo de sustancias tienen un comportamiento propio y
específico en los procesos químicos. Por ejemplo:
- Oxidos -Hidroxidos
-Acidos -Sales
Oxido:Es un compuesto químico, formado por al menos un átomo de oxígeno y
un átomo de algún otro elemento. El átomo de oxígeno normalmente presenta un
estado de oxidación (-2).Existe una gran variedad de óxidos, los cuales se
presentan en los 3 principales estados de agregación de la materia: sólido, líquido
y gaseoso, a temperatura ambiente.
Por ejemplo los óxidos el óxido nítrico (NO) o el dióxido de nitrógeno (NO2).
Los óxidos son muy comunes y variados en la corteza terrestre. Los óxidos
no metálicos también son llamados anhídridos o anhidrios, porque son

compuestos que han perdido una molécula de agua dentro de sus moléculas.
Los metales pueden mezclarse con el oxigeno (O). Por ejemplo, al hidratar
anhídrido carbónico en determinadas condiciones puede obtenerse ácido
carbónico:
CO2 + H2O → H2CO3
En general, los acidos se pueden sintetizar directamente mediante procesos
de oxidación; por ejemplo, óxidos básicos con elementos metálicos
(alcalinos, alcalinotérreos o metales de transición) como el magnesio:
2Mg + O2 → 2 MgO;
O bien óxidos ácidos con elementos no metálicos, como el fósforo:
P4 + 5O2 → 2 P2O5
Acido: Es considerado tradicionalmente como cualquier compuesto químico que,
cuando se disuelve en agua, produce una solución con una actividad de catión
hidronio mayor que el agua pura, esto es, un pH menor que 7. Esto se aproxima a
la definición moderna de Johannes Nicolaus Brønsted y Thomas Martin Lowry,
quienes definieron independientemente un ácido como un compuesto que dona
un catión hidrógeno (H+) a otro compuesto (denominado base).
Algunos ejemplos comunes son el ácido acético (en el vinagre), el ácido
clorhídrico (en el salfumán y los jugos gástricos), el ácido acetilsalicílico (en la
aspirina), o el ácido sulfúrico (usado en baterías de automóvil). Los sistemas
ácido/base se diferencian de las reacciones redox en que, en estas últimas hay un
cambio en el estado de oxidación. Los ácidos pueden existir en forma de sólidos,
líquidos o gases, dependiendo de la temperatura y también pueden existir como
sustancias puras o en solución.
Hidróxido: Son un grupo de compuestos químicos formados por un metal, y
varios aniones hidroxilos, en lugar de oxígeno como sucede con los metales
varios como es el sodio y el nitrógeno ya que estos se parecen demasiado por sus
formas. El hidróxido, combinación que deriva del agua por sustitución de uno de

sus átomos de hidrógeno por un metal, está presente en muchas bases. No debe
confundirse con un hidroxilo, el grupo OH formado por un átomo de oxígeno y
otro de hidrógeno, característico de los alcoholes y fenoles.
Los hidróxidos se formulan escribiendo el metal seguido del grupo dependiente
con la base de un ion de radical adecuado con hidroxilo; éste va entre paréntesis
si el sub-índice es mayor de uno. Se nombran utilizando la palabra hidróxido
seguida del nombre del metal, con indicación de su valencia, si tuviera más de
una. Por ejemplo, el Ni(OH)2 es el Hidróxido de níquel (II) y el Ca(OH)2 es el
hidróxido de calcio (véase Nomenclatura Química).
Hidracidos: Los hidrácidos también llamados ácidos hidrácidos o hidruros no
metálicos son combinaciones binarias entre hidrógeno junto a los halógenos (F,
Cl, Br, I) exceptuando el At y con los anfígenos (S, Se, Te) exceptuando el O, los
primeros actúan con valencia 1 y los segundos actúan con valencia 2. Estos
compuestos presentan carácter ácido en disolución acuosa.
Formulacion de los hidracidos: Las fórmulas de los hidrácidos son del
siguiente tipo HnX (donde X es el elemento no metálico y n es la valencia de
dicho elemento).
Nomenclatura de los hidrácidos:
Los hidrácidos se nombran utilizando la nomenclatura tradicional y la
nomenclatura sistemática, no utilizandose la nomenclatura de stock:
Nomenclatura tradicional: en la nomenclatura tradicional los hidrácidos se
nombran usando la palabra ácido ya que tienen carácter ácido en disolución
acuosa y añadiendo el sufijo hídrico al nombre del elemento no metal.
Ejemplos:
H2S: ácido sulfhídrico
HBr: ácido bromhídrico
Nomenclatura sistemática: la nomenclatura sistemática de los hidrácidos se
nombre utilizando el sufijo uro al nombre del no metal.

Ejemplos:
HCl: cloruro de hidrógeno
HF: fluoruro de hidrógeno
Sales: Una sal es el producto de la reacción entre un ácido y una base: en esta
reacción también se produce agua: en términos muy generales, este tipo de
reacción se puede escribir como :
BASE + ÁCIDO → SAL + AGUA
Ejemplo:
NaOH + HCl → NaCl + H2O
Se observa que el ácido dona un H+ a cada OH- de la base para formar H2O y
segundo que la combinación eléctricamente neutra del ion positivo Na+, de la
base y el ion negativo del ácido, Cl-, es lo que constituye la sal. Es importante
tener en cuenta que el elemento metálico, Na+, se escribe primero y luego el no
metálico, Cl-.
También se considera una sal a el compuesto resultante de sustituir total o
parcialmente los hidrógenos ( H+) de un ácido por metales: las sales se dividen
en sales neutras, sales haloideas o haluros, oxisales , sales ácidas y sales
básicas.
Sales Neutras:
Resultan de la sustitución total de los hidrógenos ( H+) por un metal. El nombre
que recibe la sal se deriva del ácido del cual procede; las terminaciones cambian
según la siguiente tabla ;
NOMBRE DEL ÁCIDO NOMBRE DE LA SAL
__________________hídrico __________________uro
hipo_______________oso hipo________________ito
__________________ oso ___________________ito
__________________ ico ___________________ato
per________________ico per________________ ato
Se da primero el nombre del ion negativo seguido del nombre del ion positivo

FeCl2 = cloruro ferroso FeCl3 = cloruro férrico
Sin embargo para este caso el esquema de nomenclatura de la IUPAC, que se
basa en un sistema ideado por A Stock, indica el estado de oxidación del
elemento mediante un numero romano en paréntesis a continuación del nombre
del elemento así;
Ejemplo:
FeCl2 = cloruro de hierro ( II) FeCl3 = cloruro de hierro (III)
Si el elemento metálico forma un ion de un solo estado de oxidación no se usa
numero romano ejemplo;
Ejemplo:
LiI = Yoduro de Litio
Sales Haloideas o Haluros:
Se forman por la combinación de un hidrácido con una base. En la formula se
escribe primero el metal y luego el no metal (con la menor valencia) y se
intercambian las valencias). Los haluros se nombran cambiando la terminación
hidrico del ácido por uro y con los sufijososo e ico, según la valencia del metal.
Ejemplo:
Cu(OH) + HCl → CuCl + H2O
ácido clorhídrico cloruro cuproso
Si un par de no metales forman más de un compuesto binario, como es el caso
más frecuente, para designar el número de átomos de cada elemento En este el
estado de oxidación del elemento se usan los prefijos griegos: bi: dos, tri: tres,
tetra: cuatro, penta: cinco, hexa: seis, etc, antecediendo el nombre del elemento,
por ejemplo;
PS3 = trisulfuro de fósforo PS5 = pentasulfuro de fósforo
Oxisales:
Se forman por la combinación de un oxácido con una base. En la formula se
escribe primero el metal, luego el no metal y el oxigeno. Al metal se le coloca

como subíndice la valencia del radical (parte del oxácido sin el hidrogeno) que
depende del numero de hidrógenos del ácido. Las oxisales se nombran
cambiando la terminación oso del ácido porito e ico por ato
Ejemplo:
KOH + HClO → KClO + H2O
ácido hipocloroso hipoclorito de sodio
Sales Acidas:
Resultan de la sustitución parcial de los hidrógenos del ácido por el metal. en la
formula se escribe primero el metal, luego el hidrogeno y después el radical.
Ejemplo:
NaOH + H2CO3 → NaHCO3 + H2O
ácido carbónico carbonato ácido de sodio ( Bicarbonato de
sodio)
Sales Basicas:
Resultan de la sustitución parcial de los hidróxidos (OH) de las bases por no
metales. En la formula se escribe primero el metal, luego el OH y finalmente el
radical.
Ejemplo:
CuOHNO3 = nitrato básico de cobre (II)
Se aplican las reglas generales para nombra oxisales, pero se coloca la palabra
básica entre nombre del radical y el metal
Ejemplo:
Cu(OH)2 + HNO3 → CuOHNO3 + H2O
ácido nitrico nitrato básico de cobre (II)
Sales Dobles:
Se obtienen sustituyendo los hidrógenos de ácido por mas de un metal. en la
formula se escribe los dos metales en orden de electropositividad y luego el
radical. Se da el nombre del radical seguido de los nombres de los metales

respectivos.
Ejemplo:
Al(OH)3 + KOH + H2SO4 → KAl(SO4) + H2O
ácidosulfurico sulfato de aluminio y
potasio ( alumbre)
NOMENCLATURA QUÍMICA
En un sentido amplio, nomenclatura química son las reglas y regulaciones que
rigen la
designación de las sustancias químicas.
Como punto inicial para su estudio es necesario distinguir primero entre
compuestos orgánicos e
inorgánicos.
Los compuestos orgánicos son los que contienen carbono, comúnmente enlazado
con hidrógeno,
oxígeno, boro, nitrógeno, azufre y algunos halógenos. El resto de los compuestos
se clasifican como
compuestos inorgánicos. Éstos se nombran según las reglas establecidas por la
IUPAC.
Nomenclatura en química inorgánica
Los compuestos inorgánicos se clasifican según la función química que contengan
y por el número
de elementos químicos que los forman, con reglas de nomenclatura particulares
para cada grupo.
Una función química es la tendencia de una sustancia a reaccionar de manera
semejante en
presencia de otra. Por ejemplo, los compuestos ácidos tienen propiedades
característica de la
función ácido, debido a que todos ellos tienen el ion H+1 ; y las bases tienen
propiedades
características de este grupo debido al ion OH-1 presente en estas moléculas

Debemos recordar aquí que las principales funciones químicas son: óxidos, bases,
ácidos y sales.
¿Qué es la nomenclatura química?
Hay diferentes sistemas de nomenclatura (tradicional, sistemática, Stock) que se
han desarrollado
para nombrar los compuestos en relación a su composición química o a su
fórmula.
¿Qué es una fórmula química?
La fórmula química es la representación de un compuesto químico y nos indica el
número de
átomos o de moles de átomos de cada elemento que hay en una molécula o en
una mol de dicho
compuesto.
¿Qué es la valencia?
La valencia es la capacidad que tiene un elemento para combinarse con otros. En
el cuadro
siguiente tenemos una relación de los elementos más usuales con sus valencias
más frecuentes.
Metales No metales
Símbolos Valencias + Símbolos Valencias + Valencias -
Li, Na, K, Rb, Cs, Fr, Ag +1 H +1 -1
Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra, Zn, Cd +2 F -1
Cu, Hg +1, +2 O -2
Au, Tl +1, +3 Cl, Br, I +1, +3, +5,+7 -1
Fe, Co, Ni +2, +3 S +2, +4, +6 -2
Pd, Pt, Ir, Sn, Pb +2, +4 Se, Te +4, +6 -2
Al +3 N +1, +2, +3, +4, +5 -3
Cr +2, +3, +6 P, As, Sb +3, +5 -3
Mn +2, +3, +4, +6, +7 B +3
Bi +3, +5 C +2, +4 -4
Si +4

OXIDOS NOMENCLATURA
La fórmula de un óxido es del tipo ExOy donde:
E es el símbolo de un elemento.
x es el subíndice del elemento, que nos indica el número de átomos del elemento
que hay
en la molécula de óxido.
O es el símbolo del oxígeno.
es el subíndice del oxígeno y nos indica el número de átomos de oxígeno que hay
en la
molécula del óxido.
Para nombrar a un óxido lo podemos hacer siguiendo dos nomenclaturas distintas:
Nomenclatura Sistemática
El nombre sistemático es del tipo:
prefijo+óxido de prefijo+nombre del elemento
donde:
nombre del elemento lo obtendremos del símbolo (E) que aparece en la fórmula.
prefijo del elemento lo obtendremos del subíndice del elemento (x) que aparece en
la
fórmula
prefijo de la palabra óxido lo obtendremos del subíndice del oxígeno (y) que
aparece en
la fórmula
subíndices prefijos
sin subíndice mono (*)
2 di
3 tri
etc. etc.
(*) el prefijo mono puede omitirse
Ejemplo:
Nomenclatura de Stock

El nombre de Stock es del tipo:
óxido de nombre del elemento (valencia)
donde:
nombre del elemento lo obtendremos del símbolo (E) de la fórmula.
valencia, que va entre paréntesis y con numeración romana, lo obtendremos de la
siguiente forma:
a) Si el subíndice del elemento es 1, es decir no lleva, multiplicaremos por dos el
subíndice del
oxígeno.
Ejemplo:
b) Si el subíndice del elemento es distinto de 1 la valencia coincide con el del
subíndice del
oxígeno.
Ejemplo:
HIDRACIDOS NOMENCLATURA
La fórmula de un hidrácido es del tipo HnX
X es el símbolo de un elemento de los grupos XVI o XVII.
H es el símbolo del hidrógeno.
n es el subíndice del hidrógeno
Para nombrar a un hidrácido a partir de su fórmula, lo podemos hacer siguiendo
dos nomenclaturas
distintas:
Nomenclatura Tradicional
El nombre clásico es del tipo:
Ácido de nombre del elemento + hídrico
Ejemplo:
HIDROXIDOS NOMENCLATURA
La fórmula de un hidróxido es del tipo M(OH)n donde:
M es el símbolo del metal.

OH es el ion hidróxido.
n es el subíndice del ion hidróxido que nos indica el número de iones hidróxido
que
acompañan a un ion del metal.
Para nombrar a un hidróxido a partir de su fórmula, lo podemos hacer siguiendo
dos nomenclaturas
distintas:
prefijo+hidróxido de nombre del metal
donde:
el nombre del metal lo obtendremos del símbolo (M) que aparece en la fórmula.
prefijo inicial lo obtendremos del subíndice del ion hidróxido (n) que aparece en la
fórmula.
2 di
3 tri
etc. etc.
Ejemplo:
hidróxido de nombre del metal (valencia en nº romano)
donde:
nombre del metal lo obtendremos del símbolo (M) de la fórmula.
valencia es la del metal, que va entre paréntesis y con numeración romana, lo
obtendremos del subíndice (n) que aparece en la fórmula.
Ejemplo:

OXOACIDOS NOMENCLATURA
La fórmula de un oxoácido es del tipo HnExOy
Los oxoácidos se disocian: HnExOy —> ExOy
n- + n H+
y el nombre de estos ácidos está relacionado con el del oxoanión que producen al
disociarse.
NOMENCLATURA SISTEMÁTICA
nombre oxoanión de hidrógeno
Para hacer el nombre del oxoácido, habrá que nombrar el oxoanión que produce
al disociarse y
añadirle de hidrógeno.
NOMENCLATURA TRADICIONAL
El nombre tradicional es del tipo:
ácido de nombre oxoanión con terminación OSO/ICO
Para hacer el nombre de los oxoácidos, se escribe las palabras "ácido de" y a
continuación
el nombre del oxoanión producido en la disociación pero cambiando las
terminaciones:
Terminaciones
Anión —> Ácido
ITO —> OSO
ATO —> ICO
OXIDOS FORMULACION
La fórmula de un óxido es del tipo ExOy donde:
E actúa con valencia positiva.
O) actúa con valencia (2-).
Para escribir la fórmula a partir del: A) Nombre Sistemático Se escribe primero el
símbolo del metal

con su subíndice y a continuación el oxígeno con el suyo. Para conocer los
subíndices, hay que
relacionarlos con los prefijos del nombre según la tabla:
2 di
3 tri
etc. etc.
ejemplo: trióxido de dialuminio
Al2O3
B) Nombre de Stock Se escribe el símbolo del elemento y a continuación el del
oxígeno. La valencia
del elemento y la del oxígeno se intercambian (sin signo) como subíndices,
teniendo en cuenta que
siempre que sea posible se simplificarán.
ejemplo: Óxido de plomo (IV)
Pb2O4 —> PbO2
HIDRACIDOS FORMULACION
La fórmula de un hidrácido es del tipo HnX donde:
X es un no metal de los grupos XVI o XVII que actúa con valencia negativa.
H es el hidrógeno que actúa con valencia (1+).
n es un subíndice igual a la valencia del no metal y al prefijo del hidrógeno.
Para escribir la fórmula a partir del: A) Nombre Sistemático Escribimos primero el
símbolo
del hidrógeno con un subíndice igual a la valencia del no metal, sin signo, y a
continuación el símbolo
del no metal.

2 di
3 tri
etc. etc.
ejemplo: sulfuro de hidrógeno
HnS
B) Nombre Tradicional Escribimos primero el símbolo del hidrógeno con un
subíndice igual a la
valencia del no metal, sin signo, y a continuación el símbolo del no metal.
ejemplo: ácido sulhídrico
HnS
HIDROXIDOS FORMULACION
La fórmula de un hidróxido es del tipo M(OH)n
símbolo del metal
seguido del ion hidróxido con un subíndice igual al prefijo que la palabra hidróxido
tiene en el
nombre:
prefijo + hidróxido de nombre metal —> M(OH)n
2 di
3 tri
etc. etc.
ejemplo: dihidróxido de níquel
Ni(OH)2
B) Nombre de Stock Se escribe primero el símbolo del metal seguido del ion
hidróxido con un
subíndice igual a la valencia del metal:

hidróxido de nombre metal (valencia) —> M(OH)n
ejemplo: hidróxido de níquel (II)
Ni(OH)2
OXOACIDOS FORMULACION
La fórmula de un oxoácido es del tipo HnExOy
Para escribir la fórmula a partir del: A) Nombre Sistemático La fórmula del ácido
consta de la fórmula
su oxoanión, sin carga eléctrica, precedida del símbolo del hidrógeno con un
subíndice igual a la
carga eléctrica del ion, sin signo.
Ejemplo
anión trioxonitrato (V) NO3-
ácido trioxonitrato (V) de hidrógeno HNO3
B) Nombre Tradicional La fórmula del ácido consta de la fórmula su oxoanión, sin
carga eléctrica,
precedida del símbolo del hidrógeno con un subíndice igual a la carga eléctrica del
ion, sin signo.
Ejemplo
anión nitrito NO2-
ácido ácido nitroso HNO2
SALES BINARIAS
La fórmula de una sal binaria es del tipo MaXb donde:
X es el símbolo de un elemento no metálico.
M es el símbolo de un elemento metálico.
a es el subíndice del metal
b es el subíndice del no metal
Para nombrar una sal binaria a partir de su fórmula, lo podemos hacer siguiendo
dos nomenclaturas
distintas:

prefijo+nombre del no metal+uro de prefijo+nombre del metal.
nombre del elemento metálico lo obtendremos del símbolo (M) que aparece en la
fórmula.
prefijo del elemento metálico lo obtendremos del subíndice (a) de éste que
aparece en la
fórmula.
nombre del elemento no metálico lo obtendremos del símbolo (X) que aparece en
la
fórmula.
prefijo del elemento no metálico lo obtendremos de su subíndice (b) que aparece
en la
fórmula.
2 di
3 tri
etc. etc.
Ejemplo:
nombre del no metal+uro de nombre del metal (valencia)
donde:
El nombre del metal lo obtendremos del símbolo (M) de la fórmula.
nombre del no metal lo obtendremos del símbolo (X) de la fórmula.
valencia, que va entre paréntesis y con numeración romana, la obtendremos de la
siguiente forma:
a) Si el no metal es del grupo XVII, su estado de oxidación es -1, la valencia del
metal coincide con el

subíndice del no metal. Ejemplo:
b) Si el no metal es del grupo XVI, su valencia es -2, se nos presentan dos tipos
de fórmulas por lo
que para determinar la valencia del metal tendremos dos opciones:
b1) cuando el metal tiene subíndice 2 la valencia del metal coincide con el
subíndice del no metal.
Ejemplo:
b2) cuando el metal no tiene subíndice la valencia del metal será el subíndice del
no metal
multiplicado por 2. Ejemplo:
SALES BINARIAS
La fórmula de una sal binaria es del tipo MaXb donde:
M es un metal que actúa con valencia positiva.
X es un no metal del grupo XVI o XVII que actúan con valencia negativa.
símbolo
del metalcon un subíndice a equivalente a su prefijo en la fórmula, seguido del no
metal con
un subíndice b equivalente a su prefijo en el nombre.
2 di
3 tri
etc. etc.
ejemplo: trisulfuro de dihierro
Fe2S3
B) Nombre de Stock Se escribe primero el símbolo del metal con un subíndice
igual a la valencia del
no metal sin signo, seguido del símbolo del no metal con el subíndice igual a la
valencia del metal.

Se simplificará siempre que se pueda.
ejemplo: Cloruro de cobre (II)
CuCl2
La valencia del cloro es (1-), luego el subíndice del cobre es 1, y por tanto no se
pone.
OXOSALES NEUTRAS
La fórmula de una oxosal neutra es del tipo Mn(ExOy)m
Las oxosales se disocian: Mn(ExOy)m —> n Mm+ + m ExOy
nes
decir, se producen cationes y oxoaniones que habrá que darles nombre por
separado.
NOMENCLATURA SISTEMÁTICA
prefijo_m+nombre del oxoanión de catión (valencia del metal)
El prefijo_m se obtiene del subíndice del paréntesis del oxoanión y es:
Subíndice prefijo_m
1 se omite
2 bis
3 tri
4 tetraquis
El nombre de la oxosal neutra comienza con el nombre del oxoanión precedido del
prefijo_m y
seguido del nombre del catión con la valencia entre paréntesis y en numeración
romana.
Ejemplo:
NOMENCLATURA TRADICIONAL
El nombre tradicional es del tipo:
oxoanión de catión
Para formar el nombre se comienza por el del oxoanión y a continuación el del
catión. Si el catión

procede de un metal con una única valencia, no hace falta escribirla junto al
nombre del metal.
Ejemplo:
OXOSALES NEUTRAS
La fórmula de una oxosal es del tipo Mn(ExOy)m Para hacer la fórmula a partir del
nombre
sistemático o tradicional, hay que tener en cuenta que ambos nombres están
formados por el de un
catión y el de un oxoanión:
1. Formulamos ambos iones por separado.
2. Para hacer la fórmula de la sal, escribiremos primero la fórmula del catión, sin
su carga eléctrica,
seguido de la del oxoanión, sin su carga eléctrica, después pondremos como
subíndice del catión la
carga del oxoanión sin signo y como subíndice del oxoanión la carga del catión sin
signo.
3. Cuando sea posible, se simplifican los subíndices.
Ejemplo 1: sulfato de hierro (II) —> FeSO4
oxoanión sulfato —> SO42-
catión hierro (II) —> Fe2+
sulfato de hierro (II): Fe2(SO4)2 —> FeSO4
Ejemplo 2: trioxosulfato (IV) de hierro (II) —> FeSO3
oxoanión trioxosulfato (IV) —> SO32-
catión hierro (II) —> Fe2+
trioxosulfato (IV) de hierro (II): Fe2(SO3)2 —> FeSO3
1. Grupo IVa
Propiedades Generales:
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.
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.
El carácter metálico aumenta considerablemente conforme se desciende en el
grupo, siendo el carbono un no-metal, el silicio y el germanio semimetales y el
estaño, el plomo y el ununquadio típicos metales.
Pueden considerarse como escasos en la corteza terrestre a excepción del
silicio,
que tiene una abundancia natural de 27.71 por ciento; este elemento se
encuentra
en la composición de muchas rocas. Los elementos de este grupo son muy
conocidos, menos el germanio. En el grupo IVA, como en los demás grupos de la
tabla periódica. el carácter metálico aumenta al descender en el grupo. El
carbono
se presenta en la naturaleza en dos formas: cristalinas, el diamante y el grafito.
En el diamante cada átomo de carbono tetraédrico está unido en forma covalente
a otros cuatro átomos y forma una estructura muy compacta. EI diamante es
extraordinariamente duro debido a que la ruptura de su estructura implica la
destrucción de su gran número de enlaces covalentes, los cuales son muy
fuertes.
Propiedades Específicas:

Carbono
Elemento químico de símbolo C y numero atómico 6, es un no metal solido.
punto de fusión: 3823 K (diamante), 3800 K (grafito).
punto de ebullición: 5100 K (grafito)
radio atómico: 0,91
radio covalente: 0,77
electronegatividad: 2,55
Silicio
Elemento químico de símbolo Si y numero atómico 14, es un no metal.
punto de fusión: 1687 K
punto de ebullición: 3173 K
radio atómico: A 1,32
radio covalente: A 1,11
Germanio
Es un elemento químico con número atómico 32, y símbolo Ge.
punto de fusión: 1211,4 K
punto de ebullición: 3093 K
La mayoría de los elementos de este grupo son muy conocidos y difundidos,
especialmente el carbono, elemento fundamental de la química orgánica. A su
vez,
el silicio es uno de los elementos más abundantes en la corteza terrestre (28%), y
de gran importancia en la sociedad a partir del siglo XX, ya que es el elemento
principal de los circuitos integrados.
Al bajar en el grupo, estos elementos van teniendo características cada vez más
metálicas: el carbono es un no metal, el silicio y el germanio son semimetales, y el
estaño y el plomo son metales.

Este grupo también conocido como grupo del carbono o de los carbonoideos
Estaño
Es un elemento químico de símbolo Sn (del latin stannum) y su numero atomico es
50.
punto de fusión: 232º C
punto de ebullición: 2602º C
Plomo
Es un elemento químico de la tabla periódica cuyo símbolo es Pb (del latin
plumbum) y su número atómico es 82.
punto de fusión: 328º C
punto de ebullición: 1749º C
Propiedades Físicas:
Las propiedades físicas de este grupo varían mucho en cada elemento y el
carácter
metálico aumenta a medida que se desciende en el mismo. Por ejemplo, el primer
elemento del grupo, el carbono es un no metal duro y sólido a temperatura
ambiente. Este elemento puede encontrarse en la naturaleza en forma de carbono
amorfo (grafito) y en forma de diamante. Ambas formas alotrópicas poseen
coloraciones distintas, siendo el grafito de color negro y el diamante incoloro.
Los elementos silicio y germanio, son los metaloides del grupo, y presentan una
dureza intermedia. El silicio posee propiedades intermedias entre el carbono y el
germanio. Su forma cristalina es bastante dura y muestra un brillo metálico de
color

grisáceo.
El metaloide germanio es de color blanco grisáceo lustroso, quebradizo y conserva
el brillo a temperaturas normales. Este elemento exhibe la misma estructura
cristalina que el diamante.
Los metales de este grupo son el estaño y el plomo. El estaño es de color
plateado
y maleable. Por su parte, el plomo es un metal pesado que rara vez se encuentra
en
estado elemental. Es de color plateado con tono azulado, que se empaña para
adquirir un color gris mate. Es flexible, inelástico y se funde con facilidad.
Los puntos de fusión y ebullición son menores a medida de que se desciende en
el
grupo. Esto debido a que se pierde la fuerza de enlace entre los átomos.
Propiedades Quimicas:
● No reaccionan con el agua.
● El germanio, estaño y plomo son atacados por los ácidos.
● Son atacados por disoluciones alcalinas desprendiendo hidrógeno, a
excepción del elemento carbono.
● Reaccionan con el oxígeno formando óxidos. Siendo los óxidos de carbono y
silicio ácidos, el de estaño anfótero (es decir, que reacciona con ácidos y
bases calientes) y lo mismo sucede con el plomo.
● Al formar hidruros presentan la habilidad de formar concatenación. La
concatenación es la propiedad que poseen algunos elementos de unirse con
otro átomo del mismo elemento para formar cadenas ya sea lineales
ramificadas o cíclicas. Esta predisposición disminuye al descender en el
grupo. La concatenación se le atribuye al elemento carbono, aunque también
es un fenómeno suscitado en el silicio. Este fenómeno es la raíz de la
química orgánica.
Usos y Aplicaciones de los Elementos

Carbono
El carbono presenta dos formas alotrópicas el carbono amorfo que es el grafito y
el
carbono cristalino que es el diamante. Ambos presentan usos bastantes
importantes.
El grafito se mezcla con la arcilla para elaborar las puntas de los lápices. Otra
aplicación es como aditivo en lubricantes. También se emplea en la preparación
de
pinturas anti-radar usadas en el camuflaje de vehículos y aviones militares.
Por su parte, el diamante se utiliza para la elaboración de joyas y como material
de
corte ya que este presenta una
dureza 10 en la escala de Mohs.
Pendientes con diamantes
El carbono presenta múltiples
aplicaciones siendo la más importante
como componente de hidrocarburos,
principalmente los combustibles
fósiles, es decir, petróleo y gas
natural. Del petróleo se pueden
obtener, después del refino en plantas
petroquímicas, los siguientes
derivados:
Gases: Empleados para combustible doméstico y de transporte.
Gasolinas: Usados como combustible para motores industriales y automóviles.
Querosén: Combustible de aviación.
Gas-oil: Usado como combustible en motores diesel.
Aceites lubricantes: Empleados en la industria química como engrasado de
máquinas o explosivos.

Asfaltos: Para la pavimentación de carreteras.
Parafinas y carbón de coque: Empleados en altos hornos.
Vaselina: Utilizada para pomadas y ungüentos.
Otros subproductos son: alcoholes y bencenos utilizados en la elaboración de
fibras textiles, plásticos, lacas, colorantes y disolventes.
Entre otros usos, el carbono también se emplea en aleaciones para obtener acero.
El acero es una mezcla de hierro con una cantidad de carbono variable entre el
0,03
% y el 2,14 % en masa de su composición, dependiendo del grado.
En el campo de la medicina se utiliza las pastillas de carbón activado para
absorber
las toxinas del sistema digestivo en caso de intoxicación, tanto en personas como
animales. También se usa como medicina para los problemas digestivos o de
flatulencia. Dentro de otras aplicaciones tenemos que se emplea en la extracción
de
metales, la esterilización de agua potable, en el tratamiento de aguas residuales,
purificación de jarabe de azúcar y de glicerina, en mascarillas antigás, en filtros
purificadores y en controladores de emisiones de coches, entre otros.
Pastillas de carbón activado
El hollín es un pigmento formado
principalmente de carbono, que se
adquiere mediante la combustión
incompleta de diferentes materiales,
como aceites, grasas, brea, hulla,
maderas resinosas, plantas o gas.
Este se agrega a la goma para
optimizar sus propiedades mecánicas.
Además se utiliza en la producción de
electrodos para las baterías.

La fibra de carbono se emplea para
mejorar la resistencia mecánica en resinas de poliéster, pero sin aumentar la masa
de las mismas.
Silicio
El silicio es un semimetal y por lo tanto un semiconductor. Este elemento puede
controlar el flujo eléctrico mediante el uso de partes de silicio; lo que lo hace
indispensable en la industria eléctrica. Se utiliza en los ordenadores, radios,
células
solares, pantallas LCD y otros aparatos semiconductores.
El silicio se usa como semiconductor
El silicio también se emplea
ampliamente en aleaciones con el
aluminio para elaborar piezas fundidas.
Dichas se emplean habitualmente en la industria automovilística para producir
piezas para autos.
De los compuestos importantes del silicio está el óxido de silicio (IV) o dióxido de
silicio (SiO2) o como se le conoce también sílice. Este compuesto se puede
encontrar en la arena. La sílice se emplea para elaborar vidrio artificial, cerámicas,
ladrillos, cemento, entre otros. El gel de sílice es un desecante, es decir que
absorbe la humedad del lugar en que se halla.
Botellas de vidrio
Las siliconas son materiales que se
encuentran dentro del grupo de los
polímeros y es un derivado del silicio.
Poseen un sin número de aplicaciones
como por ejemplo: como selladores en la
fabricación de acuarios, en la industria
automotriz como lubricante para los frenos,
como recubrimiento en telas, en el campo

de la medicina para la elaboración de
implantes quirúrgicos, en utensilios de
cocina, juguetes y como componente activo en los antiespumas.
Germanio
El germanio al igual que el silicio es un semiconductor ampliamente utilizado en la
industria electrónica.
El germanio es usado en electrónica
debido a que es un semiconductor
También se emplea en aleaciones con
galio y arsénico para elaborar
transistores y todo tipo de aparatos
tecnológicos.
Los cristales de germanio al
mezclarse con elementos como
fósforo, arsénico, antimonio, boro,
aluminio y galio se comportan como
rectificadores y por lo tanto es
empleado desde la segunda guerra mundial como detectores para ultra alta
frecuencia (UHF) en señales de radar y radio. Estos cristales también son
utilizados
como transistores y diodos.
El óxido de germanio es empleado en el campo de la medicina como remedio en
el
tratamiento de algunos tipos de anemia. También se utiliza en la producción de
vidrio óptico.
Estaño
El estaño es usado abundantemente en aleaciones con otros elementos como por
ejemplo, con el cobre para obtener bronce, con el plomo en la soldadura, con el

titanio para la industria aeroespacial. Por su parte, la aleación estaño-
plomoantimonio
se usa para producir el metal de imprenta. Aleado con el niobio es usado
en semiconductores y en el galvanizado
de hilos conductores.
Recipiente de bronce (Cobre-Estaño)
Este elemento es usado, de igual manera,
como capa protectora en el revestimiento
de latas de hierro y cobre.
Se emplea para disminuir la fragilidad del
vidrio.
Plomo
El plomo posee una gran cantidad de aplicaciones siendo la más destacada en la
elaboración de baterías.
Batería
También se emplea en aleaciones, como por
ejemplo con estaño para usarse en
soldadura, revestimiento y utensilios de
radiaciones. Aleado con arsénico para la
insonorización de edificaciones, elaboración
de perdigones, entre otros.
Algunos de los compuestos de plomo se
utilizan en la industria del vidrio como aditivo
y pigmento, en la industria electrónica para
tubos de televisión, en la industria del plástico como estabilizante, entre otros.
Algunos labiales contienen plomo
De igual manera, se utilizan como
antidetonantes en la gasolina y en pinturas y
barnices pero actualmente se han ido

reemplazando su uso por la toxicidad del
mismo.
Sintesis
Grupo V A
El grupo V A está formado por los siguientes elementos: nitrógeno (N), fósforo (P),
arsénico (As), antimonio (Sb), bismuto (Bi) y el elemento sintético moscovium
(Mc).
Estos elementos componen el 0,33% en masa de la corteza terrestre y muy pocas
veces se hallan nativos en la naturaleza y generalmente se encuentran en forma
de
compuestos ya sea óxidos, sulfuros, fosfatos, entre otros. Mediante la reducción
de
los óxidos con carbono o por calcinación y reducción de los sulfuros, se pueden
obtener los mismos.
El único elemento metálico del grupo, el bismuto, está clasificado en la tabla
periódica como “otros metales” junto a los metales de los grupos 13 y 14 . Poseen
cinco electrones en su nivel energético más externo y presentan la siguiente
configuración electrónica: ns2np3 (2 electrones s y 3 electrones p), exhibiendo los
siguientes estados de oxidación: +3, +5 y -3. A medida que crece el número
atómico, prevalecerá el estado de oxidación +3.
Propiedades físicas
carácter
metálico aumenta a medida que se desciende en el mismo.
El nitrógeno es un gas diatómico inerte que forma el 78,1 % en volumen del aire
atmosférico. Además es un no metal incoloro. Por su parte, el fósforo es un no
metal sólido de color blanco, pero puro es incoloro. En sus formas alotrópicas
presentan diferentes coloraciones y propiedades. Los más comunes son el
fósforo

blanco el más tóxico e inflamable, el fósforo rojo es mucho más estable y menos
volátil y por último el fósforo negro, el cual presenta una estructura similar al
grafito
y conduce la electricidad. Además es más denso que las otras dos formas y no se
inflama.
Los metaloides o semimetales de este grupo son el arsénico y antimonio. Estos
elementos se asemejan a los metales en sus propiedades físicas, pero se
comportan químicamente como un no metal. El arsénico es metaloide sólido y
tóxico
de color gris metálico que presenta tres formas alotrópicas:
El arsénico gris metálico: es la forma más estable de las tres y es un buen
conductor del calor pero bastante malo conductor de electricidad.
El arsénico amarillo: Es enormemente volátil y más reactivo que el arsénico gris
metálico y manifiesta fosforescencia a temperatura ambiente.
El arsénico negro: Presenta propiedades intermedias entre las formas anteriores.
De igual manera, el antimonio es un semimetal que en su forma elemental es un
sólido cristalino de color blanco plateado, fundible, frágil, con una escasa
conductividad de calor y electricidad que se evapora a bajas temperaturas. Este
metaloide presenta cuatro formas alotrópicas:
Antimonio puro gris plateado
Antimonio blanco azulado: es su forma más estable y metálica
Antimonio negro: Inestable y no metálico
Antimonio amarillo: Inestable y no metálico
El elemento metálico de este grupo es el bismuto, el cual es 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.
De manera resumida, las propiedades metálicas de este grupo van incrementando
a

medida que se desciende en la tabla periódica, desde el nitrógeno al bismuto. Por
lo
que ocurre una disminución de los puntos de fusión a partir del arsénico, ya que
disminuye el carácter covalente de los enlaces y aumenta el carácter metálico.
Propiedades químicas
Los elementos del grupo 15 poseen algunas propiedades químicas similares,
entre estas tenemos:
● Son muy reactivos a altas temperaturas
● No reaccionan con el agua
● No reaccionan con ácidos no oxidantes
● Reaccionan con ácidos oxidantes a excepción del nitrógeno.
● Forman óxidos con número de oxidación +3 y +5, a excepción del nitrógeno
que forma óxidos entre los rango +1 y +5.
● Los hidróxidos que forman disminuyen su acidez a medida que se desciende
en el grupo, siendo básico el hidróxido de bismuto (III).
● El bismuto reacciona con el oxígeno y con halógenos, produciendo bismita y
bismutina entre otros compuestos.
Usos, aplicaciones y Propiedades de los elementos del grupo
Nitrógeno
Elemento químico
símbolo N
número atómico 7
peso atómico 14.0067
● Tiene reactividad muy baja.
● A temperaturas ordinarias reacciona lentamente con el litio.
● A altas temperaturas, reacciona con cromo, silicio, titanio, aluminio, boro,
berilio, magnesio, bario, estroncio, calcio y litio para formar nitruros; con O2,
para formar NO, y en presencia de un catalizador, con hidrógeno a
temperaturas y presión bastante altas, para formar amoniaco.

Obtención
● El nitrógeno se obtiene a gran escala por destilación fraccionada de aire
líquido.
● en el laboratorio se obtiene N2 de alta pureza por descomposición térmica de
NaN3.
El nitrógeno es un gas diatómico que presenta una gran cantidad de aplicaciones
industriales.
El gas nitrógeno se emplea usualmente en la parte superior de los explosivos
líquidos para evitar que estallen. En menor escala se utiliza para inflar los
neumáticos o llantas de los aviones y los automóviles. Aunque, en los automóviles
comerciales es usual emplear aire
normal.
También se pueden inflar neumáticos
con nitrógeno gaseoso
El gas nitrógeno se utiliza como un gas
aislador, cuando se seca y se
presuriza, para equipos de alta tensión.
El nitrógeno también se emplea en la
elaboración de bombillas como una
opción más económica en comparación
con el gas noble argón.
Entre otros usos del gas nitrógeno tenemos:
● En la fabricación de piezas eléctricas tales como transistores, diodos y
circuitos integrados.
● En la elaboración de acero inoxidable.
● Para disminuir el peligro de incendio en los sistemas militares de combustible
de aeronaves.
● Se emplea como una alternativa al dióxido de carbono en la presurización de

cerveza.
● En la industria alimentaria se emplea para conservar los alimentos envasados
al interrumpir la oxidación de los mismos. Por ejemplo, para inflar los
envoltorios que contienen alimentos, como los de frituras, y así mantenerlos
frescos más tiempo.
● En medicina el nitrógeno es un elemento importante de casi todas las drogas
farmacológicas. El óxido nitroso comúnmente llamado “gas de la risa” se
utiliza como un anestésico.
Por su parte, el nitrógeno en su forma líquida, es usado en gastronomía para
cocinar al frío los alimentos. Con la técnica del nitrógeno líquido se puede acelerar
la cocción para descartar los procesos bacterianos y para reducir que las pérdidas
de propiedades organolépticas generen un deterioro. También se utiliza en la
preparación de helados.
El nitrógeno líquido se usa en la
preparación de cócteles
En el campo de la medicina y la biología, se
utiliza también el nitrógeno líquido en una
técnica llamada criopreservación. Esta
técnica consiste en la congelación a muy
bajas temperaturas (entre -80 ºC y -196 ºC)
de células o tejidos para reducir las
funciones vitales de una célula o un
organismo y poder conservarlo en ambientes de vida suspendida por mucho
tiempo.
Fósforo
Símbolo P
Número atómico 15
Valencia +3,-3,5,4
Estado de oxidación +5

Al igual que el nitrógeno, el fósforo presenta un sinfín de aplicaciones. De hecho el
fósforo es un componente importante del ADN y ARN y es un nutriente
fundamental
para las plantas, por lo cual se agrega a los fertilizantes para su elaboración.
El fósforo en forma de fosfatos está presente en el ADN
El fósforo rojo se emplea en la fabricación de cerillos, fósforos de seguridad,
cohetes y en la elaboración de acero.
En su forma alotrópica blanca, es usado en bombas incendiarias, bombas de
humo
y en munición trazadora.
Los isótopos radiactivos de fósforo son utilizados en laboratorios como trazadores
radiactivos para ayudar a comprender las reacciones e interacciones químicas.
Los compuestos de fósforo también son ampliamente utilizados, por ejemplo los
fosfatos se emplean para fabricar un vidrio especial que se usa en las lámparas de
sodio.
El tributilfosfato se emplea el proceso purex para extraer uranio.
El fosfato de calcio es usado para elaborar porcelana fina.
El tripolifosfato de sodio se emplea en algunos países como detergentes para
ropa.
Sin embargo, se ha prohibido en otros países debido a que provoca la muerte de
los peces cuando pasa hacia las vías fluviales.
Arsénico
Símbolo As
Número atómico 33
Valencia +3,-3,5
El arsénico se encuentra en cuatro formas alotrópicas metálica o arsénico alfa,
gris,
parda y amarilla. Tiene propiedades a la vez metálicas y no metálicas. Se sublima
a

450 °C, sin fundir, dando vapores amarillos. El arsénico amarillo, por la acción de
la
luz, pasa a la forma parda y finalmente, a la gris. El arsénico metálico arde a 180
°C
desprendiendo un olor a ajo muy característico, que permite reconocer hasta tazas
de arsénico.
El arsénico en su forma metálica es usado en aleaciones con cobre y plomo en la
fabricación de baterías para automóviles, ya que le proporciona dureza y
fortalecimiento a la misma. También se emplea en la industria electrónica en
dispositivos semiconductores para
elaborar láseres.
Otro tipo de aleación es mezclado en pequeñas
cantidades con el alfa latón para que sea más
duro y resistente a la lixiviación de zinc. El
alfa latón se emplea para elaborar piezas de
tuberías u otros artículos que están en
contacto constante con el agua.
Este metaloide es ampliamente usado en la fabricación de pesticidas, herbi cidas
e
insecticidas, aunque actualmente se ha estado prohibiendo por su alta toxicidad.
El arsénico se usa como conservante
de madera
En medicina fue usado en el
tratamiento de algunas enfermedades
como la sífilis, mucho antes del
descubrimiento de la penicilina.
Actualmente es utilizado como aditivo
en pequeñas cantidades en los
alimentos de animales para prevenir

enfermedades y ayudar a su
desarrollo.
También se emplea en el tratamiento
de un tipo de cáncer llamado leucemia
promielocítica aguda.
Así mismo es empleado en la preparación de soluciones médicas de Fowler para
el
tratamiento de la psoriasis.
Por su parte, el isótopo arsénico-74 usa como una manera de ubicar tumores en el
cuerpo. De hecho se origina imágenes más claras que empleando yodo.
Antimonio
Símbolo Sb
Número atómico 51
Valencia +3,-3,5
El antimonio no es un elemento abundante en la naturaleza, muy rara vez se
encuentra en forma natural y con frecuencia se encuentra como una mezcla
isomorfa con arsénico (allemonita). Su símbolo Sb se obtiene de la palabra
Stibium.
Es duro, frágil y cristalizado que no es ni maleable ni dúctil. Se encuentra en dos
formas: amarilla y gris. La forma amarilla es metaestable y se compone de
moléculas Sb4, la forma gris es metálica, la cual cristaliza en capas formando una
estructura romboédrica.
Tiene una conductividad eléctrica menos en estado sólido que en estado líquido lo
cual lo hace diferente a los metales normales, en forma metálica es muy
quebradizo,
de color blanco-azuloso con un brillo metálico característico, de apariencia
escamosa.
Al igual que el arsénico, es ampliamente utilizado en la electrónica como

semiconductor en la fabricación de láseres, dispositivos de efecto Hall y detectores
infrarrojos.
Láser
También es usado en aleaciones con
otros elementos como por ejemplo, con
estaño para obtener un metal antifricción;
igualmente en el peltre, metal inglés, entre
otros. De igual manera, se alea con el
plomo para fabricar baterías y
acumuladores para así proporcionar
resistencia a la corrosión y dureza. Esta misma aleación es utilizada para elaborar
piezas de imprenta.
Bismuto
Símbolo Bi
Número atómico 83
Valencia 3,5
Es un metal pesado (es el elemento más metálico de este grupo), de color blanco
grisáceo y cristalizado que tiene brillo muy apreciable. Es una de los pocos
metales
que se dilatan en su solidificación, también es el más diamagnético de todos los
metales y su conductividad térmica es menor que la de otros metales (excepto la
del
mercurio). Se oxida ligeramente cuando esta húmedo y es inerte al aire seco a
temperatura ambiente, cuando supera su punto de fusión se forma rápidamente
una
película de óxido.
Este es usado en aleaciones debido a que presentan baja temperatura de fusión
por lo cual lo hace idóneo para ser empleado abundantemente en la detección de

incendios y dispositivos de supresión del sistema de seguridad.
Sus aleaciones también son usadas en esmaltes cerámicos, plomadas de pesca,
aparatos de procesamiento de alimentos, en plomería, soldaduras, entre otros.
Las aleaciones de bismuto han tenido un auge comercial importante ya que se
emplea como reemplazo del tóxico plomo.
Los compuestos de bismuto poseen una variedad de usos en cosméticos, por
ejemplo el oxicloruro de bismuto, usualmente es empleado como pigmento en
sombras de ojos, espray para el cabello y esmalte para uñas.
Sintesis
Grupo VI A
Este Grupo de la tabla periódica es también llamado como anfígenos,
calcógenos
o la familia del oxígeno. El término anfígeno procede del griego y significa
formador
de ácidos y bases. Por su parte, el término calcógeno proviene del griego y
significa
formador de minerales.
Está formado por los siguientes elementos: Oxígeno (O), Azufre (S), Selenio
(Se), Telurio (Te), Polonio (Po) y el elemento sintético Livermorio (Lv).
El oxígeno se halla en la naturaleza siendo el elemento más abundante de la tierra
con un 50,5% en masa de la corteza, encontrándose en el aire y combinado con
hidrógeno para producir agua. También se encuentra formando óxidos, hidróxidos
y
algunas sales. Por su parte, el azufre también se muestra en cantidad en estado
elemental y combinado formando compuestos. El selenio y el telurio se hallan
libres
y combinados, no obstante con menos abundancia que los elementos anteriores.
En
último lugar, tenemos al polonio, el cual es un elemento radiactivo que se halla
difícilmente en la naturaleza, generalmente en forma de sales.

En cuanto a su configuración electrónica, poseen cinco electrones en su nivel
energético más externo y presentan la siguiente configuración electrónica: ns2np4
(2
electrones s y 4 electrones p), exhibiendo los siguientes estados de oxidación: -2,
+2, +4 y +6; los dos últimos se debe a la existencia de orbitales d a partir del
azufre.
Propiedades físicas
carácter
metálico aumenta del selenio al polonio.
El oxígeno en ambientes estándar de presión y temperatura se encuentra
formando
el dioxígeno, un gas diatómico incoloro, inodoro e insípido con fórmula O2. Otro
alótropo importante es el trioxígeno (O3) o como normalmente se le conoce, el
ozono. El ozono es un gas de olor picante y habitualmente incoloro, pero en altas
concentraciones puede tornarse levemente azulado.
El azufre es un no metal sólido de color amarillo limón que presenta un olor
característico. Se presenta en varias formas alotrópicas, por ejemplo en estado
sólido se pueden apreciar las variedades rómbica y monoclínica (anillos S8),
azufre plástico (cadenas Sn). Por su parte, en estado líquido formando anillos
S8 y
cadenas de longitud variable y en fase gaseosa formando ciclo azufre, que son
cadenas Sn (n = 3-10), S2.
Elementos del grupo en estado elemental
El selenio es un metaloide que presenta, al igual que el azufre, varias formas
alotrópicas. Primero el selenio rojo coloidal, el cual está compuesto por
moléculas
Se8. El selenio negro vítreo formado por anillos Sen con n muy grande y variable
(forma amorfa) y por último el selenio gris cristalino de estructura hexagonal, la
cual es la forma más común y análoga a la del azufre plástico. Este alótropo
exhibe

aspecto metálico, de hecho es un semimetal y es fotoconductor.
El telurio es un metaloide sólido de color gris plateado similar a la forma alotrópica
del selenio gris, pero con un carácter más metálico.
Y finalmente el polonio, el cual es un metaloide altamente radiactivo, con una
química equivalente al telurio y al bismuto. Este elemento muestra dos alótropos:
el
cúbico simple y el romboédrico, en los que cada átomo está directamente
rodeado por seis vecinos a distancias iguales (d0=355pm). Ambos alótropos
tienen
carácter metálico.
Los elementos del grupo 16 ostentan algunas propiedades químicas similares,
entre
estas tenemos:
● No reaccionan con el agua.
● No reaccionan con las bases a excepción del azufre.
● Reaccionan con el ácido nítrico concentrado, excepto el oxígeno.
● Forman óxidos, sulfuros, seleniuros y telururos con los metales, y dicha
estabilidad se ve reducida desde el oxígeno al teluro.
● Con el oxígeno componen dióxidos que con agua originan oxoácidos. El
carácter ácido de los oxoácidos disminuye a medida que se desciende en el
grupo.
● Los calcogenuros de hidrógeno son todos débiles en disolución acuosa y su
carácter ácido aumenta a medida que se desciende en el grupo.
● Las combinaciones hidrogenadas de estos elementos (excepto el agua) son
gases tóxicos de olor desagradable.
Usos y aplicaciones de los elementos
Oxígeno.
Símbolo químico O

Número atómico 8
Grupo 16
Periodo 2
Masa atómica 15.9994 u
El oxígeno es el elemento más abundante en la corteza terrestre, ya que el agua y
la mayoría de los minerales,tales como silicatos, óxidos, carbonatos y sulfatos,
contienen oxígeno. Además, el oxígeno libre constituye el 21% del volumen o el
23,2% de la masa de la atmósfera.
El oxígeno es uno de los elementos más importantes y por tal razón posee una
gran
cantidad de aplicaciones. Principalmente, es utilizado en medicina como terapia
para las personas que tienen dificultad para respirar debido a alguna enfermedad
como enfisema o neumonía. El oxígeno gaseoso es venenoso para las bacterias
anaeróbicas que producen gangrena (muerte de tejidos orgánicos), por lo que se
emplea para eliminarlos. El envenenamiento por monóxido de carbono se trata
también con oxígeno gaseoso.
El alótropo ozono es empleado en una terapia denominada ozonoterapia para
aliviar
enfermedades como artritis, óseas, hepáticas y neurológicas entre otras. El ozono
una vez introducido al organismo desencadena una serie de reacciones
metabólicas
positivas que ayudan a combatir a todos estos trastornos.
El oxígeno con un alto grado de pureza se emplea en los trajes espaciales para
que
los astronautas puedan respirar.
De igual manera, es usado en los tanques de buceo, no obstante, se suele
combinar
con aire normal. Los tanques de oxígeno son también utilizados frecuentemente
en
aviones y submarinos en caso de emergencias.

Igualmente, el oxígeno puro es usado para garantizar la combustión completa de
los
productos químicos.
Una gran cantidad del oxígeno producido para aplicaciones comerciales se
emplea
para convertir el mineral de hierro en acero.
Entre otros usos del oxígeno tenemos:
Para el tratamiento de agua
Cortar y soldar metales
Obtención de polímeros de poliéster y los anticongelantes. Los polímeros se usan
para fabricar plástico y telas.
El oxígeno líquido es usado como comburente para el lanzamiento de cohetes
espaciales, generalmente empleando RP-1 como combustible, en una mezcla
llamada Kerolox.
Azufre
Número atómico 16
Símbolo químico S
Grupo 16
Período 3
Bloque p
Masa atómica 32,065(5)
Los estados de oxidación comunes son -2, +2, +4, +6.
Es un elemento químico, clasificado dentro del grupo de los no metales, se
encuentra de manera abundante en la naturaleza, con olor característico a huevo
podrido, se presenta en color amarillo limón fuerte, amarronado o anaranjado, es
insoluble en agua pero es soluble en bisulfuro de carbono, flamea con llama de
color
azul emitiendo dióxido de azufre.
Elemento químico fundamental y un componente principal de los aminoácidos

cisteína y metionina y, por lo tanto, indispensable para la síntesis de proteínas
presentes en todos los organismos vivos. Por tal razón, muchos agricultores que
cultivan alimentos orgánicos emplean azufre como un pesticida y fungicida natural.
Pero la aplicación más destacada en el ámbito comercial de este elemento es en
la
obtención de ácido sulfúrico. El ácido sulfúrico es sumamente necesario para una
gran cantidad de industrias. Este compuesto se emplea en la elaboración de
fertilizantes, tratamiento de aguas residuales, baterías de plomo para vehículos,
extracción de mineral, eliminación de óxido de hierro, producción de nylon y
obtención de ácido clorhídrico.
El azufre se usa para vulcanizar caucho. La vulcanización es un proceso mediante
el cual se calienta el caucho crudo en presencia de azufre, con la finalidad de
tornar
más duro y resistente al frío. El caucho vulcanizado se emplea para elaborar
neumáticos para automóviles, mangueras, suelas de zapatos y discos de hockey
sobre hielo.
Entre los compuestos de azufre más utilizados tenemos:
El sulfato de magnesio se emplea como laxante, en sales de baño y como un
complemento de magnesio para las plantas.
El disulfuro de carbono se usa para elaborar celofán y rayón.
Los sulfitos se emplean para blanquear el papel y conservar la fruta.
Selenio.
Número atómico
34
Valencia
+2,-2,4,6
Estado de oxidación
-2
Elemento químico, símbolo Se, número atómico 34 y peso atómico 78.96. Sus

propiedades son semejantes a las del telurio.
La abundancia de este elemento, ampliamente distribuido en la corteza terrestre,
se
estima aproximadamente en 7 x 10-5% por peso, encontrándose en forma de
seleniuros de elementos pesados y, en menor cantidad, como elemento libre en
asociación con azufre elemental. Sus minerales no se encuentran en suficiente
cantidad para tener utilidad, como fuente comercial del elemento, y por ello los
minerales de sulfuro de cobre seminíferos son los que representan la fuente
primaria.
LED de color azul
Por su parte, el selenio rojo o como
seleniuro de sodio se emplea para
proporcionar un color rojo carmesí al vidrio,
barnices y esmaltes. También se puede
usar para eliminar las tintas de color verde o
amarillo ocasionados por otras impurezas
durante el proceso de elaboración de vidrio.
La aleación selenio con el bismuto se utiliza para elaborar un latón sin plomo.
El compuesto sulfuro de selenio es un componente habitual en el champú
anticaspa
que elimina el hongo que origina la descamación del cuero cabelludo. Asimismo
se
puede destinar para tratar algunos problemas de la piel producidos por otros
hongos.
Telurio.
Número atómico
52
Valencia
+2,-2,4,6

-2
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 telureto 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 aleado con otros elementos es utilizado en la fabricación de discos
compactos regrabables. La capa del CD-RW que contiene la información está
constituida por una aleación cristalina de plata, indio, antimonio y telurio.
También se alea con cobre y plomo para mejorar la tenacidad y dureza a la hora
de
elaborar rectificadores y dispositivos termoeléctricos.
Al igual que el selenio, es utilizado para teñir el vidrio, en este caso de color azul.
Polonio.
Número atómico
84
Valencia
4,6
-
Electronegatividad
2,0
El polonio es un elemento químico de aspecto plateado de número atómico 84 y
con
posición 84 en la tabla periódica. Su símbolo es Po y pertenece al grupo de los
metaloides y su estado habitual en la naturaleza es sólido.El polonio es un
elemento

químico de aspecto plateado de número atómico 84 y con posición 84 en la tabla
periódica. Su símbolo es Po y pertenece al grupo de los metaloides y su estado
habitual en la naturaleza es sólido.
Los isótopos del polonio son una excelente fuente de radiación alfa pura. Aleado
con berilio, es una fuente de neutrones.
También se usa en dispositivos destinados a la
ionización el aire para la eliminación de cargas
electrostáticas en cepillos específicos para limpiar
el polvo almacenado en películas fotográficas e
impresiones.
Por su parte, el isótopo Po-210 se emplea como fuente ligera de calor para
proveer
energía a las células termoeléctricas de ciertos satélites artificiales y sondas
lunares.
El Po-210 está presente en el humo de tabaco. Desde los años 60, las empresas
de
producción de tabaco se comprometieron a eliminar esta sustancia de sus
productos
pero no lo han logrado.
Livermorio.
Al igual que muchos elementos radiactivos y sintéticos, al producirse en pequeñas
cantidades, no posee uso comercial. Por lo tanto, es empleado en la investigación
científica.
Grupo VII A
Es también conocido como halógenos. El término halógeno procede del griego y
significa formador de sales. Dicho término, surge por la propiedad que posee cada
uno de los halógenos de formar, con el sodio, una sal similar a la sal común
(cloruro
de sodio).
El grupo 17 está formado por los siguientes elementos: flúor (F), cloro (Cl), bromo

(Br), yodo (I), ástato (At) y tennessine (Ts).
Estos elementos se hallan en estado elemental formando moléculas diatómicas,
aunque aún no está comprobado con el ástato), las cuales son químicamente
activas y de fórmula X2. Posee la siguiente distribución electrónica: s2p5. Para
llenar
por completo su último nivel energético se necesita de un electrón más, por lo que
poseen disposición a formar un ion mononegativo llamado haluro (X–).
Propiedades Físicas.
Son elementos no metálicos.
El carácter metálico aumenta según se desciende en el grupo, es decir, a medida
que aumenta el número atómico, por lo tanto, el yodo posee brillo metálico.
Los halógenos se presentan en moléculas diatómicas y sus átomos se mantienen
unidos por enlace covalente simple y la fuerza de dicho enlace disminuye al
descender en el grupo.
Los puntos de fusión y ebullición aumentan al descender en el grupo.
Estos elementos, a temperatura ambiente, se hallan en los tres estados de la
materia: en estado sólido el yodo y ástato, en estado líquido: bromo y en estado
gaseoso el flúor y cloro.
El flúor es un gas de color amarillo claro, levemente más pesado que el aire,
corrosivo y de olor fuerte e irritante.
El cloro es un gas amarillo verdoso de olor irritante y fuerte.
El bromo es un líquido de color rojo oscuro, muchísimo más denso que el agua,
que
fácilmente se evapora originando un vapor rojizo venenoso.
El yodo es un sólido cristalino de color negro y brillante, que sublima originando un
vapor violeta bastante denso, venenoso y con un olor fuerte e irritante semejante
al
cloro.
El ástato es muy raro, debido a que es producto intermedio de unas series de

desintegración radiactiva.
Los halógenos poseen 7 electrones en su capa más externa, lo que les
proporciona
un número de oxidación de -1, siendo considerablemente reactivos. Dicha
reactividad disminuye según aumenta el número atómico.
De igual manera, también exhiben los estados de oxidación +1, +3, +5, +7, con
excepción del flúor, el cual es el elemento más reactivo y más electronegativo del
grupo y de la tabla periódica.
Se disuelven en agua y reaccionan parcialmente con ella, a excepción del flúor
que
la oxida.
Reaccionan con el oxígeno produciendo óxidos inestables. Dicha reactividad
disminuye a medida que se desciende en el grupo.
Reaccionan con el hidrógeno para originar haluros de hidrógeno, los cuales se
disuelven en agua, generando los ácidos hidrácidos. El ácido más fuerte es el
yoduro de hidrógeno (HI).
El flúor reacciona con hidrógeno en un globo.
Reaccionan con algunos metales formando haluros metálicos, casi todos ellos
iónicos.
Usos y aplicaciones de los elementos
Flúor
Número atómico
9
Valencia
-1
-1
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.
El elemento cabecera de grupo posee una gran cantidad de aplicaciones en la
industria y cotidianidad. Por ejemplo, es usado para elaborar televisores de
pantallas plasma, pantallas planas y sistemas microelectromecánicos.
En medicina es utilizado el flúor en ciertos antibióticos que intervienen en contra
de
una extensa gama de bacterias. Estos compuestos de flúor también son
empleados
en la preparación de anestésicos.
El flúor-18 es el radionúclido del flúor con el mayor período de semidesintegración:
109,771 minutos. Por lo cual es utilizado comercialmente como fuente de
positrones. De hecho su aplicación primordial es en la obtención de
fluorodesoxiglucosa radio farmacéutica para su uso en la técnica clínica de
tomografía por emisión de positrones.
Ciertos compuestos de flúor como fluoruro de sodio, fluoruro estañoso y
monofluorofosfato de sodio, son agregados a las cremas dentales para prevenir
las
caries.
El fluoruro de sodio también es empleado como complemento de soldaduras,
metalurgia, en la preparación de raticidas, en la industria del vidrio, en la fluoración
del agua, entre otros.
El flúor es utilizado para obtener ácido fluorhídrico, el cual es empleado para
grabar
vidrio, habitualmente en las bombillas.
De igual manera, el flúor se usa para la elaboración de halones. Los halones son
hidrocarburos halogenados utilizados como agentes extinguidores de incendios,

como por ejemplo, el freón.
Cloro
Número atómico
17
Valencia
+1,-1,3,5,7
-1
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.
El uso más comercial del cloro es en su forma de hipoclorito de sodio, cuya
disolución en agua es llamada lejía.
Este compuesto es utilizado abundantemente para eliminar las bacterias en las
piscinas y en el agua potable. Asimismo se emplea en los desinfectantes y
blanqueadores. De hecho el cloro es muy efectivo contra la bacteria Escherichia
coli.
Bromo.
Número atómico
35
Valencia
+1,-1,3,5,7
-1

Electronegatividad
2,8
Elemento químico, Br, número atómico 35 y peso atómico 79.909, por lo común
existe como Br2; líquido de olor intenso e irritante, rojo oscuro y de bajo punto de
ebullición, pero de alta densidad. Es el único elemento no metálico líquido a
temperatura y presión normales. Es muy reactivo químicamente; elemento del
grupo
de los halógenos, sus propiedades son intermedias entre las del cloro y las del
yodo.
El bromo y sus compuestos son empleados en la medicina, específicamente el
bromuro de potasio, el cual fue empleado en el siglo 19 como anticonvulsivo. En la
actualidad es solo utilizado en animales, debido a que causa disfunciones
neurológicas en los seres humanos.
El bromo se emplea ampliamente en la elaboración de retardantes de llama.
Funciona de la siguiente manera: cuando esta sustancia se quema, el bromo
bloquea el fuego del oxígeno produciendo que este se extinga.
El bromuro que se obtiene del calcio, sodio y zinc se emplea para preparar
soluciones específicas para la perforación de sal. También en la elaboración de
aceites vegetales bromados que se emplean como emulsión en ciertas marcas de
bebidas gaseosas.
Yodo.
Número atómico
53
Valencia
+1,-1,3,5,7
-1
Electronegatividad
2,5

Elemento no metálico, símbolo I, número atómico 53, masa atómica relativa
126.904, el más pesado de los halógenos (halogenuros) que se encuentran en la
naturaleza. En condiciones normales, el yodo es un sólido negro, lustroso, y
volátil;
recibe su nombre por su vapor de color violeta.
El uso principal que presenta el yodo es en el campo de la medicina. Por ejemplo,
las soluciones de yodo- alcohol y complejos de yodo se emplean como
antisépticos
y desinfectantes. De hecho una gran cantidad de productos de esterilización
usados
en el cuerpo contienen yodo, ya que es un eficaz limpiador para las heridas.
Además es utilizado en forma de tabletas o en estado líquido para purificar el
agua.
Por su parte, los isótopos radiactivos del yodo se aprovechan en la medi cina
nuclear
y en otros campos como trazadores.
También es utilizado en la prevención del bocio, que es la inflamación del área de
la
garganta y la glándula de la tiroides. La insuficiencia de yodo es la causa más
frecuente del bocio. El cuerpo requiere de yodo para producir la hormona tiroidea.
Además, el yodo también presenta aplicaciones del tipo no médicas como por
ejemplo, en la elaboración de emulsiones fotográficas, preparación de tintes y
lámparas halógenas.
Otro uso significativo es para originar la lluvia con la finalidad de obtener mejoras
en
el campo de la agricultura. Esto se logra utilizando el yoduro de plata dispersado
en
las nubes.
Ástato.
Número atómico
85

Elemento químico con símbolo At y número atómico 85. El ástato es el elemento
más pesado del grupo de los halógenos, ocupa el lugar debajo del yodo en el
grupo
VII de la tabla periódica. El ástato es un elemento muy inestable, que existe sólo
en
formas radiactivas de vida corta. Se han preparado unos 25 isótopos mediante
reacciones nucleares de transmutación artificial.
El ástato tiene 31 isótopos elevadamente inestables, por lo que solo se han podido
producir unos pocos microgramos en los laboratorios. Por esta razón, no presenta
alguna aplicabilidad comercial, salvo en investigaciones científicas y médicas.
Tennessine.
Número atómico
117
Tennessine es el nombre temporal de un elemento químico aún no descubierto y
que tiene el símbolo temporal de Ts y el número atómico 117.
Al igual que muchos elementos radiactivos y sintéticos, al producirse en pequeñas
cantidades, no posee uso comercial. Por lo tanto, es empleado en menor medida
en
la investigación científica.
WEB GRAFIAS
1. http://www.quimicaencasa.com/grupo-14-la-tabla-
periodica-familia-del-carbono
2. http://www.quimicaencasa.com/grupo-15-la-tabla-
periodica-familia-del-nitrogeno/
3. http://grupo4tabla.blogspot.com.co/
4. http://www.fullquimica.com/2011/11/tabla-periodica-
grupo-iva-carbonoides.html
5. http://www.quimicaweb.net/tablaperiodica/paginas/grupoI
VA.htm

6. https://es.wikipedia.org/wiki/Nomenclatura_qu%C3%AD
mica
7. https://es.wikipedia.org/wiki/%C3%93xido
8. https://es.wikipedia.org/wiki/%C3%81cido
9. https://es.wikipedia.org/wiki/Hidr%C3%B3xido
10. http://www.formulacionquimica.com/hidracidos/
11. http://www.latizavirtual.org/quimica/quim_ino.html
12. http://quimicaiearmnjom.webnode.es/grado%2010C
2%B0/nomenclaturainorganica/sales-tipos-y-
nomenclatura/

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