Se explica todos los grupos de la tabla periodica

1. GRUPOS DE LOS ALÓGENOS, EL OXÍGENO, EL NITRÓGENO Y EL
CARBONO.
MARIA JOSE HERNANDEZ MARTINEZ
INSTITUCIÓN EDUCATIVA “EXALUMNAS DE LA PRESENTACIÓN”
IBAGUÉ
2018

2. GRUPOS DE LOS ALÓGENOS, EL OXÍGENO, EL NITRÓGENO Y EL
CARBONO.
MARIA JOSE HERNANDEZ MARTINEZ
Informe de consulta sobre los grupos 4A, 5A, 6A y 7A de la tabla periódica, presentando a:
DIANA FERNANDA JARAMILLO CÁRDENAS
INSTITUCIÓN EDUCATIVA “EXALUMNAS DE LA PRESENTACIÓN”
IBAGUÉ
2018

3. INTRODUCCION
La actual tabla periódica moderna explica en forma detallada y actualizada las
propiedades de los elementos químicos, tomando como base a su estructura
atómica.
Según sus propiedades químicas, los elementos se clasifican en metales y no
metales. Hay más elementos metálicos que no metálicos. Los mismos elementos
que hay en la tierra existen en otros planetas del espacio sideral. El estudiante
debe conocer ambas clases, sus propiedades físicas y químicas importantes; no
memorizar, sino familiarizarse, así por ejemplo familiarizarse con la valencia de
los principales elementos metálicos y no metálicos, no en forma individual o
aislada, sino por grupos o familias (I, II, III, etc.) y de ese modo aprender de
manera fácil y ágil fórmulas y nombres de los compuestos químicos, que es parte
vital del lenguaje químico.

4. OBJETIVOS
 Identificar los diferente grupos de la tabla periódica
 Conocer los elementos como 7a,6a,5a,4a con sus
características particulares y comunes
 Nombre y símbolo de cada uno de ellos

5. GRUPO IV A
CARBONOIDES
Propiedades: 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.
En este grupo encontramos variedad en cuanto a sus características
físicas y químicas a continuación un breve resumen de cada uno de los
elementos de este grupo.
CARBONO (C):
Es un elemento químico de número atómico 6,
es un sólido a temperatura ambiente. Es el pilar
básico de la química orgánica; se conocen cerca
de 16 millones de compuestos de carbono,
aumentando este número en unos 500.000
compuestos por año, y forma parte de todos los
seres vivos conocidos. Forma el 0,2 % de la corteza terrestre.

6. CARACTERISTICAS:
El carbono es un elemento que posee formas
alotrópicas, un caso fascinante lo encontramos en el
grafito y en el diamante, el primero corresponde a uno
de las sustancias más blandas y el segundo a uno de
los elementos más duros y otro caso con el carbón y el
diamante, el carbón es tienen un precio comercial
bastante bajo en cambio el diamante es conocido por
ser una de las piedras mas costosas del mundo.
Presenta una gran afinidad para enlazarse
químicamente con otros átomos pequeños, incluyendo
otros átomos de carbono con los que puede formar
largas cadenas, y su pequeño radio atómico le permite formar enlaces
múltiples. Así, con el oxígeno forma el dióxido de carbono, vital para el
crecimiento de las plantas, con el hidrógeno forma numerosos
compuestos denominados genéricamente hidrocarburos.
SILICIO (Si):
Es un metaloide de numero atómico 14 de grupo A4. El
silicio es el segundo elemento más abundante de la
corteza terrestre (27,7% en peso) Se presenta en forma
amorfa y cristalizada; el primero es un polvo parduzco,
más activo que la variante cristalina, que se presenta en
octaedros de color azul grisáceo y brillo metálico.
CARACTERISTICAS:
En forma cristalina es muy duro y poco soluble y presenta un brillo
metálico y color grisáceo. Aunque es un elemento relativamente inerte y
resiste la acción de la mayoría de los ácidos, reacciona con los halógenos
y álcalis diluidos. El silicio transmite más del 95% de las longitudes de
onda de la radiación infrarroja.

7. Se prepara en forma de polvo amarillo pardo o de cristales negros-
grisáceos. Se obtiene calentando sílice, o dióxido de silicio (SiO2), El
silicio cristalino tiene una dureza de 7, suficiente para rayar el vidrio, de
dureza de 5 a 7. El silicio tiene un punto de fusión de 1.411 °C, un punto
de ebullición de 2.355 °C y una densidad relativa de 2,33(g/ml). Su masa
atómica es 28,086 u
ESTADOS:
En diversas formas:
APLICACIONES:
Se utiliza en aleaciones, en la preparación
de las siliconas, en la industria de la
cerámica técnica y, debido a que es un
material semiconductor muy abundante,
tiene un interés especial en la industria
electrónica y microelectrónica como
material básico para la creación de obleas o
POLVO
POLICRISTAL
OLIVINO

8. chips que se pueden implantar en transistores, pilas solares y una gran
variedad de circuitos electrónicos. El silicio es un elemento vital en
numerosas industrias.
GERMANIO (Ge)
Elemento químico, metálico, gris plata,
quebradizo, símbolo Ge, número atómico 32,
peso atómico 72.59, punto de fusión 937.4ºC
(1719ºF) y punto de ebullición 2830ºC
(5130ºF), con propiedades entre el silicio y
estaño. El germanio se encuentra muy
distribuido en la corteza terrestre con una
abundancia de 6.7 partes por millon (ppm). El germanio tiene una
apariencia metálica, pero exhibe las propiedades físicas y químicas de un
metal sólo en condiciones especiales, dado que está localizado en la tabla
periódica en donde ocurre la transición de metales a no metales.
CARACTERISTICAS:
Es un metaloide sólido duro, cristalino, de color blanco grisáceo lustroso,
quebradizo, que conserva el brillo a temperaturas ordinarias. Presenta la
misma estructura cristalina que el diamante y resiste a los ácidos y álcalis.
APLICACIONES:
Las aplicaciones del germanio se ven
limitadas por su elevado costo y en muchos
casos se investiga su sustitución por
materiales más económicos Fibra óptica.
Electrónica: radares y amplificadores de
guitarras eléctricas usados por músicos
nostálgicos del sonido de la primera época del
rock and roll; aleaciones SiGe en circuitos integrados de alta velocidad.
También se utilizan compuestos sándwich Si/Ge para aumentar la

9. movilidad de los electrones en el silicio (streched silicon).Óptica de
infrarrojos: Espectroscopios, sistemas de visión nocturna y otros equipos.
ESTAÑO (Sn)
El estaño se conoce desde antiguo: en
Mesopotamia se hacían armas de bronce,
Plinio menciona una aleación de estaño y
plomo, los romanos recubrían con estaño el
interior de recipientes de cobre. Representa el
0,00023% en peso de la corteza. Raramente se
encuentra nativo, siendo su principal mineral la
casiterita (SnO2). También tiene importancia la
estannita o pirita de estaño. La casiterita se muele y enriquece en SnO2
por flotación, éste se tuesta y se calienta con coque en un horno, con lo
que se obtiene el metal. Para purificarlo (sobre todo de hierro) se eliminan
las impurezas subiendo un poco por encima de la temperatura de fusión
del estaño, con lo que éste sale en forma líquida.
CARACTERISTICAS
Es un metal, maleable, que no se oxida y es resistente a la corrosión. Se
encuentra en muchas aleaciones y se usa para recubrir otros metales
protegiéndolos de la corrosión. Una de sus características más llamativas
es que bajo determinadas condiciones forma la peste del estaño.
APLICACIONES:
Se usa como revestimiento protector del cobre, del
hierro y de diversos metales usados en la fabricación
de latas de conserva. También se usa para disminuir
la fragilidad del vidrio. Los compuestos de estaño se
usan para fungicidas, tintes, dentífricos (SnF2) y
pigmentos. Se usa para hacer bronce, aleación de estaño y cobre. Se usa

10. para la soldadura blanda, aleado con plomo. Se usa en aleación con
plomo para fabricar la lámina de los tubos de los órganos musicales.
PLOMO (Pb)
Es un elemento de la tabla periódica, cuyo
símbolo es Pb y su número atómico es 82 Dimitri
Mendeléyev químico no lo reconocía como un
elemento metálico común por su gran elasticidad
molecular. Cabe destacar que la elasticidad de
este elemento depende de las temperaturas del
ambiente, las cuales distienden sus átomos, o los
extienden. El plomo es un metal de densidad
relativa 11,45 a 16 °C tiene una plateada con tono
azulado, que se empaña para adquirir un color
gris mate. Es flexible, in-elástico y se funde con facilidad. Su fusión se
produce a 326,4 °C y hierve a 1745 °C. Las valencias químicas normales
son 2 y 4.
CARACTERISTICAS:
Los compuestos de plomo más utilizados en la industria son los óxidos de
plomo, el tetraetilo de plomo y los silicatos de plomo. Una de las
características del plomo es que forma aleaciones con muchos metales
como el calcio estaño y bronce, y, en general, se emplea en esta forma
en la mayor parte de sus aplicaciones. Es un metal pesado y tóxico, y la
intoxicación por plomo se denomina saturnismo o plumbosis.
APLICACIONES:
El plomo se usa como cubierta para cables, ya sea la de
teléfono, de televisión, de Internet o de electricidad, sigue
siendo una forma de empleo adecuada. La ductilidad
única del plomo lo hace particularmente apropiado para
esta aplicación, porque puede estirarse para formar un
forro continuo alrededor de los conductores internos.

11. PROPIEDADES DE LOS CARBONOIDEOS:
 Poseen la configuración electrónica s2p2:
o Carbono: [He] 2s2p2
o Silicio: [Ne] 3s2p2
o Germanio: [Ar] 4s2p2
o Estaño: [Kr] 5s2p2
o Plomo: [Xe] 6s2p2
 Poseen los estados de oxidación +2 y +4
GRUPO V A
NITROGENOIDES
Sus elementos poseen 5
electrones de valencia, por lo
tanto tienden a formar enlaces
covalentes, y en ocasiones
algunos forman enlaces iónicos
(Sb y Bi). A medida que se
desciende.
En este grupo el nitrógeno (N) y
el fósforo (P) son no metales, el arsénico (As) y antimonio (Sb) son
metaloides, y el bismuto (Bi) es un metal. El nitrógeno existe como gas
diatónico (N2), forma numerosos óxidos, tiene tendencia a aceptar tres
electrones y formar el ion nitruro N 3-
El fósforo existe como como moléculas de P4, forma dos óxidos sólidos
de fórmulas P4O6 y P4O10. El arsénico, antimonio y bismuto tienen
estructuras tridimensionales. El bismuto es con mucho un metal mucho
menos reactivo que los de los grupos anteriores.

12. NITROGENO (N)
Elemento químico, símbolo N, número atómico 7,
peso atómico 14.0067; es un gas en condiciones
normales. El nitrógeno molecular es el principal
constituyente de la atmósfera ( 78% por volumen de
aire seco). Esta concentración es resultado del
balance entre la fijación del nitrógeno atmosférico
por acción bacteriana, eléctrica (relámpagos) y
química (industrial) y su liberación a través de la descomposición de materias
orgánicas por bacterias o por combustión. En estado combinado, el nitrógeno se
presenta en diversas formas. Es constituyente de todas las proteínas (vegetales
y animales), así como también de muchos materiales orgánicos. Su principal
fuente mineral es el nitrato de sodio.
PROPIEDADES:
Una de las propiedades de los elementos no metales
como el nitrógeno es por ejemplo que los elementos
no metales son malos conductores del calor y la
electricidad. El nitrógeno, al igual que los demás
elementos no metales, no tiene lustre. Debido a su
fragilidad, los no metales como el nitrógeno, no se
pueden aplanar para formar láminas ni estirados para
convertirse en hilos.
El estado del nitrógeno en su forma natural es
gaseoso. El nitrógeno es un elemento químico de aspecto incoloro y pertenece
al grupo de los no metales. El número atómico del nitrógeno es 7. El símbolo
químico del nitrógeno es N. El punto de fusión del nitrógeno es de 63,14 grados
Kelvin o de -209,01 grados Celsius o grados centígrados. El punto de ebullición
del nitrógeno es de 77,35 grados Kelvin o de -194,8 grados Celsius o grados
centígrados.

13. APLICACIONES:
 La mayor parte del nitrógeno se utiliza en
la formación de amoniaco. Además,
el nitrógeno liquido se utiliza extensamente en
criogenia para alcanzar bajas temperaturas y como
gas para crear atmósferas inertes.
 obtención de fertilizantes.
 se usa en pequeñas cantidades en lámparas
 es componente básico del ácido nítrico,
amoniaco, cianamidas, tintes, compuestos de colado
o de plásticos derivados de la urea.
 cianuros y nitruros para cubiertas
endurecedoras de metales y numerosos
compuestos orgánicos sintéticos y otros
nitrogenados.
IMPORTANCIA BIOLÓGICA
El nitrógeno es un
componente esencial de
los aminoácidos y los
ácidos nucleicos, vitales
para los seres vivos. De
todos los nutrientes
minerales, el nitrógeno es
el que mayor efecto tiene
en el crecimiento de las
plantas y, por lo tanto, en
la productividad primaria
de los ecosistemas, lo
que afecta a su vez a
todos los organismos que dependen de ellas: el aumento en el
rendimiento de las cosechas a partir de que se comenzaron a utilizar
fertilizantes nitrogenados en el siglo XIX lo demuestra. A pesar de la gran
cantidad de nitrógeno atmosférico, este elemento es limitante: pocos
organismos pueden asimilarlo en esta forma. Las plantas solamente
pueden asimilarlo eficientemente forma de iones amonio (NH4+ ) o nitrato
(NO3 - ), aunque también pueden absorber pequeñas cantidades de
aminoácidos y urea. Algunas plantas han establecido relaciones
simbióticas con hongos y procationtes capaces de reducir el nitrógeno
atmosférico a amonio, a cambio de lo cual reciben moléculas energéticas
de la planta hospedera. El nitrógeno reducido es así incorporado a la
cadena trófica. Quizás el caso más conocido sea el de las bacterias del

14. género Rhizobium con las leguminosas, pero también existen
asociaciones con bacterias del género Frankia e inclusive algunas
cianobacterias. Finalmente, también algunos hongos, llamados
ectomicorrízicos, extienden sus filamentos más allá del alcance de las
raíces, formando micorrizas que hacen más eficiente la absorción de
nitritos, nitratos y amonio del suelo en ambientes limitantes
PROPIEDADES
Símbolo N
Número atómico 7
Valencia 1,2,+3,-3,4,5
Estado de oxidación -3
Electronegatividad 3,0
Radio covalente (Å) 0,75
Radio iónico (Å) 1,71
Radio atómico (Å) 0,92
Configuración electrónica 1s22s22p3
Primer potencial de ionización (eV) 14,66
Masa atómica (g/mol) 14,0067
Densidad (g/ml) 0,81
Punto de ebullición (ºC) -195,79 ºC
Punto de fusión (ºC) -218,8
Descubridor Rutherford en 1772

15. FOSFORO (P)
Existen 3 formas alotrópicas más importantes que
son: blanco, negro y rojo.
Fósforo blanco: Es muy venenoso, insoluble en
agua pero soluble en benceno y sulfuro de carbono.
Es una sustancia muy reactiva, su inestabilidad
tiene su origen en el ángulo de 60º de las unidades P4. Es la más reactiva de
todas las formas alotrópicas.
Fósforo negro: Es cinéticamente inerte y no arde al aire incluso a 400°C.
Fósforo rojo: No es venenoso, insoluble en todos los disolventes y arde al aire
por encima de los 400°C. Reacciona con los halógenos con menor violencia.
Tiene una estructura polimérica con tetraedros P4 unidos entre sí.
OBTENCION:
Fósforo blanco: Se obtiene al calentar Ca3(PO4)2 con arena (SiO2) y coque a
1400°C
Fósforo negro: Resulta de calentar el fósforo blanco a altas presiones.
Fósforo rojo: Se obtiene calentando el blanco en atmósfera inerte a 250°C.
APLICACIONES:
 El fósforo blanco se utiliza como incendiario, pero los compuestos de
fósforo más empleados son el ácido fosfórico y los fosfatos.
 Acero: desoxidante; aumenta la resistencia y la resistencia a
la corrosión ayudan a que las láminas de acero no se peguen entre sí.
 Bronce: Desoxidante; incrementa la dureza.

16.  Cobre: Desoxidante, incrementa la dureza y la resistencia; reduce la
conductividad eléctrica.
 Latón: Desoxidante
 Pigmentos colorantes: Azules, verdes.
 Vidrio: vidrio especial resistente al ácido fluorhídrico; opacador.
 Textiles: Mordente.
Los fósforos blanco y rojo se obtienen comercialmente, pero tienen pocos usos,
además de los de producir fuego.
El fósforo no se encuentra libre en la naturaleza. Sin embargo, sus compuestos
abundan y están distribuidos ampliamente; se encuentran en muchos
yacimientos de roca y minerales.
El fósforo es uno de los elementos esenciales para el crecimiento y desarrollo de
las plantas.
PROPIEDADES
Símbolo P
Número atómico 15
Valencia +3,-3,5,4
Estado de oxidación +5
Electronegatividad 2,1
Radio covalente (Å) 1,06
Radio iónico (Å) 0,34
Radio atómico (Å) 1,28
Configuración electrónica [Ne]3s23p3
Primer potencial de ionización (eV) 11,00
Masa atómica (g/mol) 30,9738
Densidad (g/ml) 1,82
Punto de ebullición (ºC) 280
Punto de fusión (ºC) 44,2
Descubridor Hennig Brandt en 1669

17. ARSENICO (As)
El arsénico 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 °C desprendiendo un olor a ajo muy
característico, que permite reconocer hasta
tazas de arsénico.
El arsénico es un metal de color gris de plata, extremadamente frágil y
cristalizado que se vuelve negro al estar expuesto al aire. Es inadecuado para
el uso común de los metales dada su toxicidad (extremadamente venenoso). es
considerado como un elemento perjudicial en las aleaciones, ya que tiende a
bajar el punto de fusión y a causar fragilidad.
APLICACIONES:
 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 arsénico de máxima pureza se utiliza para la fabricación de
semiconductores
 Se aplica en la elaboración de insecticidas ( arseniato de calcio y
plomo), herbicidas, raticidas y fungicidas
 Se utiliza como colorantes de algunas pinturas y papeles en cerámicas y
vidriería..

18. PROPIEDADES
Símbolo As
Número atómico 33
Valencia +3,-3,5
Estado de oxidación +5
Electronegatividad 2,1
Radio covalente (Å) 1,19
Radio iónico (Å) 0,47
Radio atómico (Å) 1,39
Configuración electrónica [Ar]3d104s24p3
Primer potencial de ionización (eV) 10,08
Masa atómica (g/mol) 74,922
Densidad (g/ml) 5,72
Punto de ebullición (ºC) 613
Punto de fusión (ºC) 817
Descubridor Antigüedad
BISMUTO (Bi)
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.

19. APLICACIONES:
 Manufactura de compuestos farmacéuticos.
 Manufactura de aleaciones de bajo punto de fusión.
 Se utiliza en rociadoras automáticas, sellos de seguridad para cilindros
de gas comprimido, soldaduras especiales.
 Las aleaciones que se expanden al congelarse se usan en fundición y
tipos metálicos.
Se encuentra naturalmente como metal libre y en minerales, sus
principales depósitos se encuentran en Suramérica, aunque en
Norteamérica se obtiene como subproducto del refinado de minerales de
plomo y cobre.
PROPIEDADES:
Símbolo Bi
Número atómico 83
Valencia 3,5
Estado de oxidación +3
Electronegatividad 1,9
Radio covalente (Å) 1,46
Radio iónico (Å) 1,20
Radio atómico (Å) 1,70
Configuración electrónica [Xe]4f145d106s26p3
Primer potencial de ionización (eV) 8,07
Masa atómica (g/mol) 208,980
Densidad (g/ml) 9,8
Punto de ebullición (ºC) 1560
Punto de fusión (ºC) 271,3
Descubridor Antigüedad

20. Grupo VI A:
Anfígenos
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.

21. OXIGENO (0)
Este gas de número atómico 8 y peso atómico 32 (en su estado diatómico
normal), es el elemento más abundante en todo el planeta Tierra, al hacer
parte del aire respirable, el agua, los óxidos y la sales. 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. Cumple un papel importante
en la formación de compuestos en reacciones químicas; permite la
respiración celular y por ende procesos químicos que garantizan la
realizan de funciones vitales en todos los seres vivos. El oxígeno, al no
tener el subnivel D en su 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.
HISTORIA:
Uno de los primeros experimentos conocidos
sobre la relación entre la combustión y el aire
lo desarrolló el escritor sobre mecánica de la
Antigua Grecia Filón de Bizancio, en el S. II
a. C. En su obra Pneumática, Filón observó
que invirtiendo un recipiente sobre una vela
prendida y rodeando el cuello de este con
agua, una parte del líquido subía por el
cuello. Supuso, de forma incorrecta, que
algunas partes del aire en el recipiente se
convertían en elemento clásico del fuego y,
entonces, era capaz de escapar a través de
poros en el cristal. Muchos siglos después, Leonardo da Vinci observó
que una porción del aire se consume durante la combustión y la
respiración. A finales del S. XVII, Robert Boyle probó que el aire es
necesario para la combustión. El químico inglés John Mayow perfeccionó
su trabajo mostrando que solo requería de una parte del aire, que llamó
spiritus nitroaereus o simplemente nitroaereus. En un experimento,
descubrió que, colocando tanto un ratón como una vela encendida en un
contenedor cerrado sobre agua, hacía que esta subiera y reemplazara un
catorceavo del volumen del aire antes de que se apagara la vela y muriera

22. el ratón. Debido a esto, supuso que el nitroaereus se consume tanto por
la respiración como por la combustión. Mayow observó que el antimonio
incrementaba su peso al calentarse e infirió que el nitroaereus debía
haberse combinado con él. Pensó también que los pulmones separaban
el nitroaereus del aire y lo pasaba a la sangre, y que el calor animal y el
movimiento muscular eran producto de la reacción del nitroaereus con
ciertas sustancias en el cuerpo. 95 Publicó informes sobre estos
experimentos y otras ideas en 1668, en su obra Tractatus duo, en el
tratado «De respiratione».
CARACTERISTICAS FISICAS:
El estado del oxígeno en su forma natural es
gaseoso (paramagnético). Se trata de un
elemento químico de aspecto incoloro que,
como decíamos, pertenece al grupo de los no
metales. Su número atómico es 8 y su
símbolo químico es O.
Su punto de fusión es de 50,35 grados
Kelvin o de -221,8 grados celsius (centígrados). Por último, señalar que su punto
de ebullición es de 90,18 grados Kelvin o de -181,97 grados celsius
(centígrados).
USOS Y APLICACIONES ACTUALES:
Soldaduras
El oxígeno se utiliza en los sopletes para soldar a temperaturas muy altas.
Esta técnica es indispensable en la industria del motor, en la fabricación
de maquinaria y en la aerospacial, donde se utiliza como líquido propulsor.
El oxígeno se usa también en la fabricación de metales de gran pureza.
Los procesos de soldadura se clasifican según las fuentes de presión y
calor utilizadas. El tipo de soldadura más adecuado para unir dos piezas
de metal depende de las propiedades físicas de los metales, del uso que
se le dé a la pieza y hasta de las instalaciones disponibles.
Otros usos
El aire enriquecido con oxígeno se utiliza para fabricar acero en los hornos
de hogar abierto.
En medicina se le administra a pacientes con problemas respiratorios.
También a las personas que vuelan a altitudes elevadas, dado que la baja
cantidad de oxígeno no permite la respiración normal.

23. AZUFRE (S)
Es un no metal de número atómico 16 y
masa 32. Se caracteriza por su coloración
amarillenta, olor desagradable, ser
polimórfico y poseer variedades
alotrópicas, cualidad que hizo que durante
años no fuera reconocido como un
elemento; insolubilidad en el agua y ligera
solubilidad en el alcohol etílico. Se puede
encontrar en la naturaleza de forma libre
en yacimientos o depósitos volcánicos. En
sus formas reducidas, se encuentra como
sulfuros o sulfatos. Su uso y presencia
cotidiana más común es haciendo parte del ácido sulfúrico actuando como
anticorrosivo, pero también es empleado en la fabricación de pólvora,
laxantes, fósforos, etc. Es un elemento esencial al formar algunos
aminoácidos, por lo que interviene en la síntesis de proteínas de todos los
seres vivos.
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 desulfuro de carbono
se usa para elaborar celofán y rayón. Los sulfitos se emplean para
blanquear el papel y conservar la fruta.
CARACTERISTICAS:
Este no metal tiene un color
amarillento fuerte, amarronado o
anaranjado y arde con llama de color
azul, desprendiendo dióxido de
azufre. Es insoluble en agua pero se
disuelve en disulfuro de carbono. Es
multivalente, y son comunes los
estados de oxidación -2, +2, +4, +6.
En todos los estados (sólido, líquido y gaseoso): según los químicos
presenta formas alotrópicas cuyas relaciones no son completamente
conocidas. Las estructuras cristalinas más comunes son el octaedro
ortorrómbico (azufre α) y el prisma monoclínico (azufre β), siendo la

24. temperatura de transición de
una a otra de 96 °C; en
ambos casos el azufre se
encuentra formando
moléculas de S8 con forma
de anillo, y es la diferente
disposición de estas
moléculas la que provoca las
distintas estructuras
cristalinas. A temperatura ambiente, la transformación del azufre
monoclínico en ortorrómbico, es más estable y muy lenta. Al fundir el
azufre, se obtiene un líquido que fluye con facilidad formado por molé-
culas de S8. Sin embargo, si se calienta, el color se torna marrón algo
rojizo, y se incrementa la viscosidad. Este comportamiento se debe a la
ruptura de los anillos y la formación de largas cadenas de átomos de
azufre, que pueden alcanzar varios miles de átomos de longitud, que se
enredan entre sí disminuyendo la fluidez del líquido; el máximo de la
viscosidad se alcanza en torno a los 200 °C. Enfriando rápidamente este
líquido viscoso se obtiene una masa elástica, de consistencia similar a la
de la goma, denominada «azufre
plástico» (azufre γ) formada por cadenas
que no han tenido tiempo de reordenarse
para formar moléculas de S8;
transcurrido cierto tiempo la masa pierde
su elasticidad cristalizando en el sistema
rómbico. Estudios realizados con rayos X
muestran que esta forma deforme puede
estar constituida por moléculas de S8 con
estructura de hélice espiral. En estado vapor también forma moléculas de
S8, pero a 780 °C ya se alcanza el equilibrio con moléculas diatómicas y
por encima de aproximadamente 1800 °C la disociación es completa y se
encuentran átomos de azufre. Además de en trozos, barras o polvo
grueso, existe en el mercado una presentación en forma de polvo muy
fino, llamada "Flor de azufre", que puede obtenerse por precipitación en
medio líquido o por sublimación de su vapor sobre una placa metálica fría.
Aplicaciones

25. SELENIO (Se)
Este metaloide tiene como número atómico 34 y peso 78.96. Se encuentra
ampliamente distribuido en la tierra, generalmente presente como seleniuros de
elementos pesados, pues se encuentra en muy poca proporción como elemento
libre. Su composición hace que arda en contacto con el aire produciendo dióxido
de selenio. Al igual, reacciona directamente con metales y no metales. Posee la
característica particular de causar efecto fotoeléctrico, convirtiendo la luz en
energía, y tener mayor conductividad al exponerse a esta.
HISTORIA
El selenio (del griego σελήνιον,"selénion", resplandor de la Luna) fue
descubierto en 1817 por Jöns Jacob Berzelius. Al visitar la fábrica de ácido
sulfúrico de Gripsholm observó un líquido pardo rojizo que calentado al soplete
desprendía un olor fétido que se consideraba entonces característico y exclusivo
del telurio —de hecho su nombre deriva de su relación con este elemento ya que
telurio proviene del latín Tellus, la Tierra— resultando de sus investigaciones el
descubrimiento del selenio. Más tarde, el perfeccionamiento de las técnicas de
análisis permitió detectar su presencia en distintos minerales, pero siempre en
cantidades extraordinariamente pequeñas.
CARACTERISTICAS:
El selenio se puede encontrar en varias formas alotrópicas. El selenio amorfo
existe en tres formas, la vítrea, negra, obtenida al enfriar rápidamente el selenio
líquido, funde a 180 °C y tiene una densidad de 4,28 g/cm3 ; la roja, coloidal, se
obtiene en reacciones de reducción; el selenio gris cristalino de estructura
hexagonal, la forma más común, funde a 220,5 °C y tiene una densidad de 4,81
g/cm3 ; y la forma roja, de estructura monoclínica, funde a 221 °C y tiene una
densidad de 4,39 g/cm3 . Es insoluble en agua y alcohol, ligeramente soluble en
disulfuro de carbono y soluble en éter. 126 Presenta el efecto fotoeléctrico,
convirtiendo la luz en electricidad, y, además, su conductividad eléctrica aumenta
al exponerlo a la luz. Por debajo de su punto de fusión es un material
semiconductor tipo p, y se encuentra en su forma natural.

26. APLICACIONES:
El selenio se usa con diversos fines. Su derivado, el selenio de amonio, por ejemplo, se ocupa en
la fabricación de vidrio. Otro derivado, el sulfuro de selenio, se usa en lociones y champúes como
tratamiento para la dermatitis seborreica.
TELURIO
El telurio o teluro es un elemento químico
cuyo símbolo es Te y su número atómico es
52. Es un metaloide muy conocido, que se
encuentra en el grupo 16 y el periodo 5 de la
Tabla periódica de los elementos. Fue
descubierto en 1782 en minerales de oro por
Franz-Joseph Müller von Reichenstein,
inspector jefe de minas en Transilvania,
Rumania. En principio se confundió el telurio
con el antimonio. Fue Martin Heinrich Klaproth, en 1798, quien aisló el metal y lo
llamó telurio, pero el descubrimiento se le atribuyó a Müller. El telurio es un
elemento relativamente estable, insoluble en agua y ácido clorhídrico, pero
soluble en ácido nítrico y en agua regia. Reacciona con un exceso de cloro para
formar dicloruro de teluro, TeCl2 y tetracloruro de teluro, TeCl4. Se oxida con
ácido nítrico y produce dióxido de teluro, TeO2, y con ácido crómico para dar
ácido telúrico, H2TeO4. En combinación con el hidrógeno y ciertos metales,
forma telururos, como el telururo de hidrógeno, H2Te, y el telururo de sodio,
Na2Te. El teluro tiene un punto de fusión de 452° C, un punto de ebullición de
990° C, y una densidad relativa de 6,25. Su masa atómica es 127,60.

27. LIVERMORIO
El livermorio es un metal sintético descubierto
en el año 2000 en un laboratorio de EE.UU. Es
altamente radioactivo y transactínido (posee
un número atómico mayor al uranio (92),
actínido.) Tiene como número atómico 116 y
una masa atómica de 292. Sus usos hasta
ahora se limitan a la investigación científica,
debido principalmente a ser un elemento muy
inestable y con una vida media muy reducida.
CARACTERISTICAS:
Esta sustancia radiactiva se disuelve con mucha facilidad en ácidos, pero es sólo
ligeramente soluble en alcalinos. Está químicamente relacionado con el teluro y
el bismuto. El polonio es un metal volátil, reducible al 50% tras 45 horas al aire a
una temperatura de 54,8 °C (328 K). Ninguno del alrededor de 50 isotopos de
polonio es estable. Es extremadamente tóxico y altamente radiactivo. Se ha
encontrado polonio en minerales de uranio, humo de tabaco y como
contaminante. Todos los elementos a partir del polonio son significativamente
radiactivos. Se encuentra en el grupo 16 y su número atómico es 84.
PRECAUCIONES
El polonio es un elemento altamente tóxico (DL50 = 10ng (inhalados) o 50 ng
(ingeridos) en seres humanos), radiactivo y de peligroso manejo. Incluso en
cantidades de microgramos, el manejo de 210Po, es muy peligroso y requiere
de equipamiento especial utilizado bajo estrictos procedimientos de seguridad.

28. GRUPO VII A
Halógenos
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: s2p 5 . 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– ).
FLUOR:
Este elemento tiene cómo número atómico 9 y un
peso de 19 g/mol. El flúor es un gas diatónico que a
temperatura se presenta de tonalidad amarilla. Es
las más electronegativas y reactivas de todos los
elementos, tóxicas en contacto con la piel y causa
quemaduras de alta gravedad. Tiene la capacidad
de reaccionar y generar compuestos prácticamente
con todos los elementos, entre los cuales destacan los clorofluorocarbonos
(CFC), usados ampliamente en los refrigerantes de acondicionadores de aire,

29. aerosoles y teflón. Como función natural en el cuerpo humano, el flúor contribuye
a la formación de huesos fuertes, conservación del esmalte dental y prevención
de caries.
EFECTOS DEL FLÚOR SOBRE LA SALUD
En el agua, aire, plantas y animales hay presentes pequeñas cantidades de flúor.
Como resultado los humanos están expuestos al flúor a través de los alimentos
y el agua potable y al respirar el aire. El flúor se puede encontrar en cualquier
tipo de comida en cantidades relativamente pequeñas. Se pueden encontrar
grandes cantidades de flúor en el té y en los mariscos.
El flúor es esencial para mantener la solidez de nuestros huesos. El flúor también
nos puede proteger del decaimiento dental, si es aplicado con el dentifríco dos
veces al día. Si se absorbe flúor con demasiada frecuencia, puede provocar
caries, osteoporosis y daños a los riñones, huesos, nervios y músculos.
Las industrias liberan la forma gaseosa del flúor. Este gas es muy peligroso, ya
que en elevadas concentraciones puede causar la muerte. En bajas
concentraciones puede causar irritaciones de los ojos y la nariz.
EFECTOS AMBIENTALES DEL FLÚOR
El flúor está presente en la corteza terrestre de forma natural, pudiendo ser
encontrado en rocas, carbón y arcilla. Los fluoruros son liberados al aire cuando
el viento arrastra el suelo. Los procesos de combustión en las industrias pueden
liberar fluoruro de hidrógeno al aire. Los fluoruros que se encuentran en el aire
acabarán depositándose en el suelo o en el agua.
Cuando el flúor se fija a partículas muy pequeñas puede permanecer en el aire
durante un largo periodo de tiempo. Cuando el flúor del aire acaba en el agua se
instala en los sedimentos. Cuando acaba en los suelos, el flúor se pega
fuertemente a las partículas del suelo.
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.
Demasiado flúor también puede provocar la disminución de la cantidad de
alimento tomado por el estómago y puede alterar el desarrollo de las garras. Por
último, puede provocar bajo peso al nacer.

30. BROMO:
Tiene como número atómico 35 y un peso atómico de 80. Es un no metal que se
presenta en su estado normal como un líquido rojo, volátil y denso, y tiene una
radioactividad intermedio entre el cloro y el yodo. Sus compuestos y derivados
tienen diferentes aplicaciones en la industria y la medicina: los bromuros
componen los sedantes, el bromuro de plata hace parte de las placas
fotográficas y ciertos compuestos tratados pueden combinarse con el agua como
agente desinfectante. Se encuentra en la naturaleza con mayor abundancia en
la hidrosfera, y cuenta con un alto grado de toxicidad que puede resultar mortal
al ingresar cualquier mínima cantidad de sustancia por vía cutánea, inhalación o
ingestión.
CARACTERISTICAS
1.- Es un líquido no metálico.
2.- Tiene un color característico: como color de tierra rojiza.
3.- Es corrosivo.
4.- De estar expuesto a temperatura ambiente se evapora con mucha
facilidad.
5.- El vapor que emana tiene un fuerte olor fétido y de color rojo.
6.- Es conocido como el "fuego líquido" porque al estar a temperatura
ambiente es de color rojo, volátil y denso.
7.- Reacciona de manera inmediata al entrar en contacto con el cloro y el
yodo.
8.- Las personas deben tener mucha precaución al manipularlo pues el vapor
irrita los ojos y la garganta. Y de entrar en contacto con la piel puede ocasionar
heridas muy dolorosas.

31. YODO:
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.
La química del yodo, como la de los otros
halogenos, se ve dominada por la facilidad con la que el átomo adquiere un
electrón para formar el ion yoduro, I-, o un solo enlace covalente –I, y por la
formación, con elementos más electronegativos, de compuestos en que el
estado de oxidación formal del yodo es +1, +3, +5 o +7. El yodo es más
electropositivo que los otros halógenos y sus propiedades se modulan por: la
debilidad relativa de los enlaces covalentes entre el yodo y elementos más
electropositivos; los tamaños grandes del átomo de yodo y del ion yoduro, lo cual
reduce las entalpías de la red cristalina y de disolución de los yoduros , en tanto
que incrementa la importancia de las fuerzas de van der Waals en los
compuestos del yodo, y la relativa facilidad con que se oxida éste.
El yodo se encuentra con profusión, aunque rara vez en alta concentración y
nunca en forma elemental. A pesar de la baja concentración del yodo en el agua
marina, cierta especie de alga puede extraer y acumular el elemento. En la forma
de yodato de calcio, el yodo se encuentra en los mantos de caliche de Chile. Se
encuentra también como ion yoduro en algunas salmueras de pozos de petróleo
en California, Michigan y Japón.
EFECTOS DEL YODO SOBRE LA SALUD
El yodo se añade a casi cualquier sal. Es un ingrediente del pan, los peces
marinos y las plantas oceánicas. El yodo está presente de forma natural en los
océanos y algunos peces marinos y plantas acuáticas lo almacenan en sus
tejidos.

32. Muchas medicinas y limpiadores para heridas de la piel contienen yodo. También
es un ingrediente de las tabletas purificadoras de agua que se usan para
preparar agua potable.
El yodo es un material de construcción de las hormonas tiroideas que son
esenciales para el crecimiento, el sistema nervioso y el metabolismo. Las
personas que comen muy poco o nada de pan pueden experimentar carencia de
yodo. Entonces la función de la glándula tiroides disminuirá y la glándula tiroides
empezará a hincharse. Este fenómeno se llama estruma. Ahora esta afección es
rara, ya que la sal de mesa lleva una pequeña dosis de yodo. Grandes
cantidades de yodo pueden ser peligrosas porque la glándula tiroides trabajaría
demasiado. Esto afecta al cuerpo entero; provoca taquicardias y pérdida de
peso. El yodo elemental, I2, es tóxico, y su vapor irrita los ojos y los pulmones.
La concentración máxima permitida en aire cuando se trabaja con yodo es de
solamente 1 mg/m3. Todos los yoduros son tóxicos tomados en exceso.
El yodo 131 es uno de los radionucleidos involucrados en las pruebas nucleares
atmosféricas, que comenzaron en 1945, con una prueba americana, y
terminaron en 1980 con una prueba china. Se encuentra entre los radionucleidos
de larga vida que han producido y continuarán produciendo aumento del riesgo
de cáncer durante décadas y los siglos venideros. El iodo 131 aumenta el riesgo
de cáncer y posiblemente otras enfermedades del tiroides y aquellas causadas
por deficiencias hormonales tiroideas.
EFECTOS AMBIENTALES DEL YODO
El yodo puede encontrarse en el aire, el agua y el suelo de forma natural. Las
fuentes más importantes de yodo natural son los océanos. El yodo en el aire se
puede combinar con partículas de agua y precipitar en el agua o los suelos. El
yodo en los suelos se combina con materia orgánica y permanece en el mismo
sitio por mucho tiempo. Las plantas que crecen en estos suelos pueden absorber
yodo. EL ganado y otros animales absorberán yodo cuando coman esas plantas.
El yodo en las aguas superficiales se evaporará y volverá a entrar en el aire. Los
humanos también añadimos yodo al aire, al quemar carbón o fuel para producir
energía. Pero la cantidad de yodo que entra en el aire debido a la actividad
humana es bastante pequeña comparada a la cantidad que se evapora de los
océanos.
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.

33. Propiedades de los Halógenos:
 Poseen la configuración electrónica s2p5:
Localización de los Halógenos
en la Tabla Periódica
o Flúor: [He]2s2p5
o Cloro: [Ne]3s2p5
o Bromo: [Ar]3d104s2p5
o Iodo: [Kr]4d105s2p5