Este documento resume la tabla periódica de los elementos, incluyendo su historia, organización, leyes y teorías subyacentes. Explica cómo la tabla clasifica los elementos en función de sus propiedades periódicas y cómo esta clasificación ha evolucionado desde las primeras tablas propuestas por científicos como Newlands y Mendeleev hasta las explicaciones modernas basadas en la teoría cuántica.

2. Introducción
Este trabajo está diseñado para aprender a cerca de la tabla periódica, se
hará una profundización, llegando así, a los grupos 4,5,6 y 7 con sus
respectivas características y todo lo que se debe saber con respecto a éstos.
Debemos tener en cuenta que para adentrarnos al mundo de la química y
todo lo que tiene que ver respecto a este tema, primero debemos empezar
con un elemento esencial y que nos acompañara en todo nuestro camino,
estoy haciendo referencia a la tabla periódica.
Para empezar nuestras temáticas, primero, me gustaría comenzar con el
concepto de lo que es una tabla periódica y tengamos en cuenta su función,
pues bien, la tabla periódica de los elementos nos ayuda
a clasificar, organizar y distribuir de forma correcta todos los elementos
químicos, de acuerdo a sus propiedades y características, la funciona
principal que tiene es la de establecer un orden especifico agrupando los
elementos.
A través de este documento se aprenderán temas de gran relevancia, temas
y conceptos básicos que nos ayudaran durante el correcto desarrollo de las
diferentes actividades programadas durante el año. No siendo más, espero
que este trabajo sea realmente fructífero para así conseguir un aprendizaje
significativo

3. Objetivos
 Se pretende conocer conceptos básicos, aprender terminología, para
poder adquirir un leguaje significativo.
 Conocer de manera profundizada todo lo relacionado con la tabla
periódica.
 Profundizar y conocer a cerca de los grupos de la tabla periódica,
específicamente los grupos 4, 5, 6 y 7.
 Conocer todo lo relacionado con los enlaces químicos y así mismo,
presentar los debidos ejemplos para clarificar cualquier duda que se
pueda llegar a presentar.
 Aprender y tener claros los conceptos y temas que se van a presentar
durante el trascurso del desarrollo de este trabajo.

4. La tabla Periódica
Se conoce como tabla periódica de los elementos, sistema periódico o
simplemente como tabla periódica, a un esquema diseñado para organizar
y segmentar cada elemento químico, de acuerdo a las propiedades y
particularidades que posea.
Es una herramienta fundamental para el estudio de la química pues permite
conocer las semejanzas entre diferentes elementos y comprender qué
puede resultar de las diferentes uniones entre los mismos.

5. Proceso de desarrollo
del sistema periódico
Según se advierte al investigar sobre la
tabla periódica, la historia de esta
estructura está relacionada al
descubrimiento de los diferentes
elementos químicos y a la necesidad de
ordenarlos de alguna manera.
Desde los comienzos de la ciencia se
intenta comprender el por qué y el cómo de
la materia y los elementos que conforman
nuestro sistema. Gracias a las diferentes
experiencias de los científicos cada vez se
ha podido descomponer aún más la
materia para analizarla palmo a palmo,
llegando finalmente a averiguar que es mucho más compleja que lo que a
simple vista parece.
A partir del siglo XIX los científicos tuvieron la necesidad de establecer un
orden en los elementos descubiertos. La forma en la que decidieron hacerlo,
fue partiendo de sus masas atómicas y agrupando aquellos que se
asemejaran; sin embargo esta tarea no era tan sencilla ya que era difícil
reflejar en un cuadro ordenado las similitudes y diferencias entre unos y
otros.

6. Finalmente, en 1869 Mendeléyev presentó la primera versión de la tabla periódica. La misma estaba compuesta por una columna
con 63 elementos, agrupados de acuerdo a sus propiedades en común, y varios espacios en blanco. El químico ruso asumía que
faltaban algunos no habían sido descubiertos, los correspondientes a las masas atómicas que aún no se conocían y que permitían
que la tabla tuviera una regularidad numérica absoluta. Pese a que en su momento, su teoría no fue aceptada, pues parecía poco
exacta, años más tarde al descubrir los elementos faltantes, se comprobó que Mendeléyev tenía razón.
Más tarde, Mendeléyev añadió las fórmulas correspondientes a los óxidos e hidruros de cada sección. A finales del siglo XIX, la tabla
periódica comenzó a incluir el grupo cero (con los denominados gases nobles), llamado de esa forma por la ausencia de actividad
química (de valencia cero).
El químico Döbereiner fue quien en 1817 presentó un informe donde se
plasmaba la relación que existía entre la masa y las propiedades de los
diferentes elementos. Así formó los grupos de elementos semejantes, como
lo son las triadas, como la que forman cloro, bromo y yodo, donde la masa
de uno de ellos se ubica en medio de los otros dos. Partiendo de esa
investigación, en 1850, se llegaron a armar
alrededor de 20 triadas.
Posteriormente, Chancourtois y Newlands
descubrieron la Ley de las octavas que
permitió mejorar no sólo la distribución de los
elementos en la tabla, sino las relaciones en
ella plasmadas. Dicha Ley observa que las
propiedades químicas se repiten
sucesivamente cada ocho elementos. Sin
embargo algunos elementos rompían con
ella, por lo que no era suficiente para
establecer una coherencia clara en la tabla.
Cuando en 1869 Meyer comprobó que el volumen atómico de los elementos
presentaba una cierta periodicidad; se supo que ciertos elementos que
tenían un volumen similar a aquellos elementos que se les parecen en
composición.
Finalmente, en 1869 Mendeléyev presentó la primera versión de la tabla
periódica. La misma estaba compuesta por una columna con 63 elementos,
agrupados de acuerdo a sus propiedades en común, y varios espacios en
blanco. El químico ruso asumía que faltaban algunos no habían sido
descubiertos, los correspondientes a las masas atómicas que aún no se
conocían y que permitían que la tabla tuviera una regularidad numérica
absoluta. Pese a que en su momento, su teoría no fue aceptada, pues

7. parecía poco exacta, años más tarde al descubrir los elementos faltantes, se
comprobó que Mendeléyev tenía razón.
Más tarde, Mendeléyev añadió las fórmulas correspondientes a los óxidos e
hidruros de cada sección. A finales del siglo XIX, la tabla periódica comenzó
a incluir el grupo cero (con los denominados gases nobles), llamado de esa
forma por la ausencia de actividad química (de valencia cero).
Organización de la
tabla periódica
Los elementos están distribuidos en filas (horizontales) denominadas
períodos y se enumeran del 1 al 7 con
números arábigos. Los elementos de
propiedades similares están reunidos en
columnas (verticales), que se denominan
grupos o familias; los cuales están
identificados con números romanos y
distinguidos como grupos A y grupos B. Los
elementos de los grupos A se conocen como
elementos representativos y los de los
grupos B como elementos de transición. Los
elementos de transición interna o tierras

8. raras se colocan aparte en la tabla periódica en dos grupos de 14 elementos,
llamadas series lantánida y actínida.
La tabla periódica también permite clasificar a los elementos en metales, no
metales y gases nobles. Una línea diagonal quebrada ubica al lado izquierdo
a los metales y al lado derecho a los no metales. Aquellos elementos que se
encuentran cerca de la diagonal presentan propiedades de metales y no
metales; reciben el nombre de metaloides.
Son buenos conductores del calor y la electricidad, son
maleables y dúctiles, tienen brillo característico.
Pobres conductores del calor y la electricidad, no poseen
brillo, no son maleables ni dúctiles y son frágiles en estado sólido.
poseen propiedades intermedias entre Metales y No Metales.
La ley periódica
Es la base de la tabla periódica de los elementos. Esta ley señala que las
propiedades químicas y físicas de los elementos tienden a repetirse de
manera sistemática a medida que se incrementa el número atómico. La
tabla, por lo tanto, es una especie de esquema que se encarga de ordenar
los elementos químicos de acuerdo al orden creciente de los números
atómicos.

9. Un químico británico llamado John
Alexander Reina Newlands (1838–1898)
fue uno de los precursores de este
concepto al proponer la ley de las octavas,
que indicaba que cada ocho elementos se
encuentran propiedades similares. Bajo
esta idea, Newlands elaboró una tabla
periódica en 1863.
El químico alemán Julius Lothar Meyer (1830–1895) se basó en estas
nociones para descubrir los volúmenes atómicos de los elementos. Tras
calcular los diferentes pesos atómicos y realizar gráficos con dichos valores,
este experto logró demostrar que el aumento del peso atómico se
correspondía a un incremento de las propiedades físicas. Los trabajos de
Meyer respecto a la ley periódica fueron publicados en 1870.
El químico ruso Dmitri Mendeleiev (1834–1907),
sin embargo, es quien se ha quedado con el
mérito histórico como creador de la tabla
periódica de los elementos. Su trabajo consistió
en ordenar los elementos de acuerdo a su masa
atómica y situar en unas mismas columnas
aquellas que tenían algo en común. Su tabla,
presentada en 1869, se basó en la alteración
manual de las propiedades químicas.
Las columnas verticales de la tabla periódica se conocen como grupos e
incluyen elementos con idéntica valencia atómica (y que, por lo tanto,
presentan propiedades parecidas entre sí). Las filas horizontales, por su
parte, reciben el nombre de periodos y agrupan los elementos con
propiedades que son diferentes pero cuyas masas resultan similares.

10. Ley de Moseley
Esta ley empírica, cuya autoría pertenece al físico de origen británico Henry
Moseley en el año 1913, define que cuando un átomo emite un rayo X existe
una relación de tipo sistemática entre su número atómico y la longitud de
onda.
La importancia de dicha ley reside en que dejó atrás la noción de que el
número atómico fuera simplemente la representación del puesto que tenía
cada elemento en la tabla periódica, el cual había sido asignado casi sin
motivo específico por Mendeleiev.
Teoría de la capa
electrónica
En la clasificación periódica, los gases nobles, que no son reactivos en la
mayoría de los casos (valencia = 0), están interpuestos entre un grupo de
metales altamente reactivos que forman compuestos con valencia +1 y un

11. grupo de no metales también muy reactivos que forman compuestos con
valencia -1. Este fenómeno condujo a la teoría de que la periodicidad de las
propiedades resulta de la disposición de los electrones en capas alrededor
del núcleo atómico. Según la misma teoría, los gases nobles son por lo
general inertes porque sus capas electrónicas están completas; por lo tanto,
otros elementos deben tener algunas capas que están sólo parcialmente
ocupadas, y sus reactividades químicas están relacionadas con los
electrones de esas capas incompletas. Por ejemplo, todos los elementos que
ocupan una posición en el sistema inmediatamente anterior a un gas inerte,
tienen un electrón menos del número necesario para completar las capas y
presentan una valencia -1 y tienden a ganar un electrón en las reacciones.
Los elementos que siguen a los gases inertes en la tabla tienen un electrón
en la última capa, y pueden perderlo en las reacciones, presentando por
tanto una valencia +1.
Un análisis del sistema periódico, basado en esta teoría, indica que la
primera capa electrónica puede contener un máximo de 2 electrones, la
segunda un máximo de 8, la tercera de
18, y así sucesivamente. El número total
de elementos de cualquier periodo
corresponde al número de electrones
necesarios para conseguir una
configuración estable. La diferencia entre
los subgrupos A y B de un grupo dado
también se puede explicar en base a la
teoría de la capa de electrones. Ambos
subgrupos son igualmente incompletos
en la capa exterior, pero difieren entre
ellos en las estructuras de las capas
subyacentes. Este modelo del átomo
proporciona una buena explicación de los enlaces químicos.

12. Teoría Cuántica
El desarrollo de la teoría cuántica y su aplicación a la estructura atómica,
enunciada por el físico danés Niels Bohr y otros científicos, ha aportado una
explicación fácil a la mayoría de las características detalladas del sistema
periódico. Cada electrón se caracteriza por cuatro números cuánticos que
designan su movimiento orbital en el espacio. Por medio de las reglas de
selección que gobiernan esos
números cuánticos, y del
principio de exclusión de
Wolfgang Pauli, que establece
que dos electrones del mismo
átomo no pueden tener los
mismos números cuánticos, los
físicos pueden determinar
teóricamente el número máximo
de electrones necesario para
completar cada capa,
confirmando las conclusiones
que se infieren del sistema
periódico.
Desarrollos posteriores de la teoría cuántica revelaron por qué algunos
elementos sólo tienen una capa incompleta (en concreto la capa exterior, o
de valencia), mientras que otros también tienen incompletas las capas
subyacentes. En esta última categoría se encuentra el grupo de elementos
conocido como lantánidos, que son tan similares en sus propiedades que
Mendeléiev llegó a asignarle a los 14 elementos un único lugar en su tabla.

13. Sistema periódico largo
La aplicación de la teoría cuántica sobre la estructura atómica a la ley
periódica llevó a reformar el sistema periódico en la llamada forma larga, en
la que prima su interpretación electrónica. En el sistema periódico largo,
cada periodo corresponde a la formación de una nueva capa de electrones.
Los elementos alineados tienen estructuras electrónicas estrictamente
análogas. El principio y el final de un periodo largo representan la adición de
electrones en una capa de valencia; en la parte central aumenta el número
de electrones de una capa subyacente.
Simbología de la tabla
periódica
Es posible que algunas marcas de tabla periódica incluyan menos, o bien
más, información de la que se brinda aquí.

14. Organización de la
tabla periódica
Hasta esta fecha se conocen 118 elementos químicos en toda la tierra, los
que están organizados de acuerdo a varias de sus propiedades físicas y,
especialmente, químicas, siendo la mas importante el numero atómico. Sin
embargo, estos elementos pueden organizarse de diferentes maneras
dentro de la tabla periódica, sin que ellos pierdan su lugar asignado dentro
de la misma, todo para alcanzar un mejor estudio de tales elementos.

15. La tabla periódica está organizada en periodos y grupos:
 La tabla periódica tiene tan solo siete periodos, aun
cuando las hileras seis y siete se repiten; un periodo es un grupo
horizontal de elementos químicos, organizados siempre en orden
creciente de sus números atómicos; el mismo está identificado con
números y letras;los números están localizados a la izquierda del
lector, y van desde el 1 hasta el 7, mientras que las letras se ubican a
la derecha, y van desde la K hasta la Q (mayúsculas).

16.  es un conjunto vertical de elementos químicos, o sea
una columna, cuyas propiedades son similares entre sí, al igual que
en los periodos. Ellos se identifican con un número romano y una
letra mayúscula, situados en la parte superior de la columna.
Hay un total de 18 grupos, divididos en dos secciones: la sección A y
la sección B. La primera contiene 8 grupos y la segunda 10(el grupo
VIII B contiene 3 columnas).
A continuación nos centraremos en unos grupos específicos de la
tabla periódica.

17. Grupo número 4 de la
tabla periódica
Está conformado por los siguientes elementos:
 Es un elemento químico, de símbolo Ti y número
atómico 22. Se trata de un metal de transición de color gris plata.
Comparado con el acero, metal con el que compite en aplicaciones
técnicas, es mucho más ligero (4,5/7,8). Tiene alta resistencia a la
corrosión y gran resistencia mecánica, pero es mucho más costoso
que el acero, lo cual limita su uso industrial.Es un metal abundante en
la naturaleza; se considera que es el cuarto metal estructural más
abundante en la superficie terrestre y el noveno en la gama de metales
industriales.
 Es un metal de transición
 su Densidad es de 4507 kg/m3.
 Tiene un punto de fusión de 1675ºC (1941 K).
Es de color plateado grisáceo
 Paramagnético. No se imanta gracias a su estructura electrónica

18.  Muy resistente a la corrosión y oxidación
 Poca conductividad. No es muy buen conductor del calor ni de la
electricidad.
 Se encuentra en forma de óxido, en la escoria de ciertos minerales y
en cenizas de animales y plantas.
 Presenta dimorfismo, a temperatura ambiente tiene estructura
hexagonal compacta (hcp) llamada fase alfa. Por encima de 882 ºC
presenta estructura física centrada
en el cuerpo (bcc) se conoce como
fase beta.
 La resistencia a la corrosión que
presenta es debida al fenómeno de
pasivación que sufre (se forma un
óxido que lo recubre). Es resistente a
temperatura ambiente al ácido
sulfúrico (H2SO4) diluido y al ácido
clorhídrico (HCl) diluido, así como a
otros ácidos orgánicos, también es resistente a las bases, incluso en
caliente. Sin embargo se puede disolver en ácidos en caliente.
Asimismo, se disuelve bien en ácido fluorhídrico (HF), o con fluoruros
en ácidos. A temperaturas elevadas puede reaccionar fácilmente con
el nitrógeno, el oxígeno, el hidrógeno, el boro y otros no metales.
 Sus iones no tienen existencia a pH básicos.


19.  Es un elemento químico de número atómico 40
situado en el grupo 4 de la tabla periódica de los elementos. Su
símbolo es Zr. Es un metal duro, resistente a la corrosión, similar
al acero. Los minerales más importantes en los que se encuentra
son el circón (ZrSiO4) y la badeleyita (ZrO2), aunque debido al
gran parecido entre el circonio y el hafnio (no hay otros elementos
que se parezcan tanto entre sí) realmente estos minerales son
mezclas de los dos; los
procesos geológicos no
han sido capaces de
separarlos. Se utiliza
sobre todo en reactores
nucleares (por su baja
sección de captura de
neutrones) y para formar
parte de aleaciones con
alta resistencia a la
corrosión.
 Es un metal blanco grisáceo, brillante y muy resistente a la corrosión.
Es más ligero que el acero con una dureza similar a la del cobre.
Cuando está finamente dividido puede arder espontáneamente en
contacto con el aire (reacciona antes con el nitrógeno que con el
oxígeno), especialmente a altas temperaturas. Es un metal resistente

20. frente a ácidos, pero se puede disolver con ácido fluorhídrico (HF),
seguramente formando complejos con los fluoruros. Sus estados de
oxidación más comunes son +2, +3 y +4.
 Es un elemento químico de número atómico 72 que se
encuentra en el grupo 4 de la tabla periódica de los elementos y se
simboliza como Hf.
Es un metal de transición, brillante, gris-plateado, químicamente muy
parecido al circonio, encontrándose en los mismos minerales y
compuestos, y siendo difícil separarlos. Se usa en aleaciones con
wolframio en filamentos y en
electrodos. También se utiliza como
material de barras de control de
reactores nucleares debido a su
capacidad de absorción de
neutrones. Recientemente, se ha
convertido en el material utilizado
para fabricar los transistores de los
procesadores de la conocida marca
Intel.
Es un metal dúctil, brillante,
plateado y resistente a la corrosión;
químicamente muy similar al
circonio. Estos dos elementos tienen el mismo número de electrones en sus
capas exteriores y sus radios iónicos son muy similares debido a la
contracción de los lantánidos. Por eso son muy difíciles de separar (los
procesos geológicos no los han separado y en la naturaleza se encuentran
juntos) y no hay otros elementos químicos que se parezcan más entre sí.

21. Las únicas aplicaciones para las cuales
es necesario separarlos es en aquellas en
las que se utilizan por sus propiedades de
absorción de neutrones, en reactores
nucleares.
 El rutherfordio
es un elemento químico artificial de
origen sintético y que se identifica
por su alta radiactividad,
conociéndose muy poco sobre sus
propiedades. Por tal razón, no posee utilidad comercial. Su uso más
común es en la investigación científica.
Grupo número 5
de la tabla periódica
Está conformado por los siguientes elementos:
 Elemento químico, símbolo N, número atómico 7, peso
atómico 14.0067; es un gas en condiciones normales. El nitrógeno
molecular es el principal constituyente de la atmósfera ( 78% por
volumen de aire seco). Esta concentración es resultado del balance
entre la fijación del nitrógeno atmosférico por acción bacteriana,
eléctrica (relámpagos) y química (industrial) y su liberación a través de

22. la descomposición de materias orgánicas por bacterias o por
combustión. En estado combinado, el nitrógeno se presenta en
diversas formas. Es constituyente de todas las proteínas (vegetales y
animales), así como también de
muchos materiales orgánicos. Su
principal fuente mineral es el nitrato de
sodio
 Tiene reactividad muy baja.
 A temperaturas ordinarias reacciona
lentamente con el litio.
 A altas temperaturas, reacciona con cromo, silicio, titanio, aluminio,
boro, berilio, magnesio, bario, estroncio, calcio y litio para formar
nitruros; con O2, para formar NO, y en presencia de un catalizador,
con hidrógeno a temperaturas y presión bastante altas, para formar
amoniaco.
 Es un macro mineral muy relacionado con el calcio, tanto
en las funciones compartidas, como en las fuentes alimentarias donde
está presente o sus recomendaciones de consumo. A mayor necesidad
de uno, mayor necesidad del otro. La biodisponibilidad del fósforo
mejora en presencia de vitamina D, Vitamina C y proteínas, entre otros.

23. Aunque está presente en cada célula, principalmente, el fósforo se
encuentra en dientes y huesos, y constituye aproximadamente el 1% del
peso total de una persona.
 Una característica estructural
interesante de muchos de los
compuestos del fósforo conocidos es
la formación de estructuras tipo jaula.
Ejemplos de estas moléculas son el
fósforo blanco, P4, y uno de los
pentóxidos de fósforo, P4O10. Las
estructuras tipo red son comunes; por
ejemplo, los cristales de fósforo negro
en que los átomos están enlazados
unos con otros.
 En la mayor parte de sus compuestos, el fósforo está enlazado
químicamente a cuatro átomos inmediatos. Hay gran número de
compuestos en los que uno de los cuatro átomos está ausente y en su
lugar hay un par de electrones no compartidos
 : Se encuentra en cuatro formas alotrópicas
metálica o arsénico alfa, grises, pardos y amarillos. 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

24. °C desprendiendo un olor a ajo muy
característico, que permite reconocer
hasta tazas de arsénico.
:
 El arsénico se usa en aleaciones no
ferrosas para aumentar la dureza de las
aleaciones de plomo facilitando la
fabricación de perdigones
 Se aplica en la elaboración de insecticidas ( arseniato de calcio y
plomo), herbicidas, raticidas y fungicidas
 Fabricación de vidrio, textiles, papeles, adhesivos de metal,
preservantes de alimentos, procesos de bronceado y conservación de
pieles
 El 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.
:

25.  Producción de diodos, detectores
infrarrojos y dispositivos de efecto
Hall.
 Es usado como un aleante, ya que
incrementa mucho la dureza y
resistencia a esfuerzos mecánicos
de la aleación. Aleaciones como
Peltre, metal antifricción (con
estaño), etc.
 Baterías, acumuladores,
recubrimiento de cables, cojinetes y rodamientos.
 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.
:
 Manufactura de compuestos farmacéuticos.
 Manufactura de aleaciones de bajo punto de fusión.

26.  Se utiliza en rociadoras automáticas,
sellos de seguridad para cilindros de
gas comprimido, soldaduras
especiales.
 Las aleaciones que se expanden al
congelarse se usan en fundición y tipos
metálicos.
Grupo número 6 de la
tabla periódica
Estos metales de transición presentan 6 electrones de valencia: 2 electrones
s de la última capa y 4 electrones d de la penúltima. El estado de oxidación
máximo que pueden alcanzar es el +6 y la estabilidad de este estado
aumentan con el número atómico y decrece (a números de oxidación más
pequeños, a medida que decrece el número atómico.
 Son de color plateado y poseen brillo metálico

27.  Son sólidos a temperatura ambiente
 Conducen calor y electricidad
 Presentan altos puntos de fusión y de ebullición
 Predomina el estado de oxidación +6
 Son muy resistentes a la corrosión.
 Son bastante reactivos. La
reactividad aumenta a
medida que se desciende
en el grupo.
 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.
A este grupo pertenecen los siguientes elementos:
 es usado primordialmente en aleaciones con otros metales
como hierro, níquel o cobalto, ya que permite elevar la dureza,
tenacidad y resistencia a la corrosión. Un ejemplo de este tipo de

28. aleaciones es la del acero inoxidable, donde el cromo constituye el 10%
o más de la composición final.
 Este metal de transición es utilizado principalmente en
aleaciones, entre la que destacan los aceros más duros y resistentes.
Para la elaboración de acero inoxidable es usado una proporción de
aproximadamente 6% de molibdeno. Esta aleación es muy buena ya
que soporta altas temperaturas y presiones siendo muy resistente, por
lo que se emplea en la construcción, en la elaboración de piezas de
aviones y coches.
 El wolframio al igual
que los metales anteriores, es usado
principalmente en aleaciones para la
elaboración de filamentos, lámparas
eléctricas, tubos para televisión y
dispositivos electrónicos todo tipo. En
la actualidad, se empezó a utilizar en
los vibradores de los móviles, en las
pesas para los aparejos de pesca,
bolas de los bolígrafos y las puntas de
los dardos profesionales.
 Al igual que muchos elementos radiactivos y sintéticos,
al producirse en pequeñas cantidades, no poseen uso comercial. Por
lo tanto, es empleado en la investigación científica.

29. Grupo número 7 de la
tabla periódica
Pertenece a los metales de transición y es nombrado también como
la familia del manganeso, ya que los elementos que lo conforman poseen
comportamientos representativos del elemento principal. En este caso es el
manganeso.
 Son de color plateado y poseen brillo metálico
 Son sólidos a temperatura ambiente
 Conducen calor y electricidad
 Presentan altos puntos de fusión y de ebullición
 Predomina el estado de oxidación +7
 El tecnecio y le renio no poseen isotopos estables.

30.  Son atacados lentamente por el oxígeno a temperatura ambiente, pero
rápidamente a temperaturas elevadas.
 Son bastante reactivos. La reactividad aumenta a medida que se
desciende en el grupo.
 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.
A este grupo pertenecen los siguientes elementos
 Es utilizado ampliamente en aleación con el hierro
originando una aleación llamada ferromanganeso, que posee una gran
dureza y se usa para elaborar aceros especiales. Por ejemplo, las cajas
fuertes las realizan con este acero que tiene aproximadamente un 12%
de manganeso.
 Este elemento se emplea principalmente como
inhibidor de la corrosión para el acero. De igual manera, es muy
eficaz como súper- conductor.En la medicina nuclear y la química es
usado el tecnecio en las técnicas escintigráficas como trazador por su
corto período y su habilidad para fijarse en los tejidos.
 es un elemento bastante resistente a la corrosión, por lo
cual es usado ampliamente como material de contacto eléctrico.

31.  El bohrio no posee uso comercial y tampoco es utilizado
por los científicos para sus investigaciones.
Enlaces Químicos
Un enlace químico corresponde a la fuerza que une o enlaza a dos átomos,
sean estos iguales o distintos. Los enlaces se pueden clasificar en tres
grupos principales: enlaces iónicos, enlaces covalentes y enlaces
dativos. Los enlaces se producen como resultado de los movimientos de los
electrones de los átomos, sin importar el tipo de enlace que se forme. Pero
no cualquier electrón, puede formar un enlace, sino solamente los electrones
del último nivel energético (más externo). A estos se les llama electrones de
valencia. En este capítulo analizaremos las características de cada tipo de
enlace, como también veremos diferentes maneras de representarlos en el
papel. Partiremos definiendo lo que es un enlace iónico.
Tipos de enlaces
químicos

32.  Es la fuerza que une dos átomos
mediante la compartición de un electrón por átomo. Dentro de este tipo
de enlace podemos encontrar dos tipos: el enlace covalente polar y
el enlace covalente apolar. El primer sub-tipo corresponde a todos
aquellos compuestos en donde la
diferencia de electronegatividad de
los átomos que lo componen va
desde 0 hasta 1.7 (sin considerar
el 0). Los compuestos que son
polares se caracterizan por ser
asimétricos, tener un momento
dipolar (el momento dipolar es un
factor que indica hacia donde se
concentra la mayor densidad
electrónica) distinto a 0, son solubles en agua y otros solventes polares,
entre otras características.
 Se puede definir como la fuerza que une a dos
átomos a través de una cesión electrónica.
Una cesión electrónica se da cuando un
elemento electropositivo se une con un
elemento electronegativo. Mientras mayor
sea la diferencia de electronegatividad entre
los elementos, más fuerte será el enlace
iónico. Se empieza a considerar que dos
átomos están unidos a través de un enlace
iónico cuando su diferencia de electronegatividad es superior a 1.7

33.  Si bien se
clasifica también como enlace covalente, algunos químicos difieren de
llamarlo así debido a que, como se dijo anteriormente, en un enlace
covalente, los dos átomos que forman dicho enlace aportan un electrón
cada uno, es por eso que se le coloca por
separado. Este tipo de enlace se caracteriza
porque el par electrónico del enlace es
entregado por un sólo átomo, el cual debe
poseer a lo menos un par de electrones
libres sin enlazar (Como el Oxígeno,
Nitrógeno o Cloro, por ejemplo). Otra
característica importante es que el átomo
que acepta el par electrónico debe estar
carente de electrones (como el ión
hidrógeno [más conocido como protón], el
Aluminio, entre otros). Este tipo de enlace
es muy importante para el capítulo de ácidos-bases (que se verá a
continuación) debido a que una teoría ácido-base indica que un ácido
es aquella sustancia química que es capaz de aceptar un par
electrónico y una base una sustancia capaz de compartirlos.

34. Conclusiones de los
videos
: Son un grupo de elementos conocido como Grupo
VIIA o Grupo 17 en la Tabla Periódica de los Elementos Está formado
por los siguientes elementos:
 Flúor (F)
 Cloro (Cl)
 Bromo (Br)
 Iodo (I)
 Astato (At)
 Unumseptio (Uus)
:
 Poseen la configuración electrónica s2
p5
 Todos los elementos del Grupo de los Halógenos poseen al menos la
valencia -1
 Se pueden combinar con los metales para formar Haluros.

35.  Los Halógenos presentan energías de
ionización muy altos
 Debido a la alta afinidad electrónica que
poseen, tienen una fuerte tendencia a ganar
el electrón que les falta para completar su
configuración electrónica.
 Forman consigo mismos compuestos
diatómicos
 Los Halógenos son elementos fuertemente oxidantes, siendo el Flúor
el de mayor carácter.
 Son no metálicos aunque sus propiedades pueden llegar a tener algún
carácter metálico.
 El Flúor y el Cloro son gases, el Bromo es líquido y el Iodo es sólido.
 Son tóxicos y tienen un olor característico.
 Los Halógenos son poco abundantes en la naturaleza