Modulo quimica 11 2

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Módulo Química
Maria Paula Bernal Bustos
11-2
Institución Educativa Exalumnas de la Presentación
Ibagué – Tolima
2017

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Tabla de contenido
 Tabla Periódica
 Definición
 Grupos
 Nomenclatura de grupos
 Periodos
 Bloques
 Química Orgánica
 Definición
 Química Inorgánica
 Definición
 Grupo IV – A
 Carbono
 Silicio
 Germanio
 Estaño
 Plomo
 Grupo V – A
 Nitrógeno
 Fosforo
 Arsénico
 Antimonio
 Bismuto
 Grupo VI – A
 Oxigeno
 Azufre
 Selenio
 Telurio
 Polonio
 Grupo VII – A
 Flúor
 Cloro
 Bromo
 Yodo
 Bibliografía

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Tabla Periódica
La tabla periódica de los elementos es una disposición de los elementos químicos en
forma de tabla, ordenados por su número atómico (número de protones), por
su configuración de electrones y sus propiedades químicas. Este ordenamiento
muestra tendencias periódicas, como elementos con comportamiento similar en la misma
columna.
Las filas de la tabla se denominan períodos y las columnas grupos. Algunos grupos tienen
nombres. Así por ejemplo el grupo 17 es el de los halógenos y el grupo 18 el de los gases
nobles. La tabla también se divide en cuatro bloques con algunas propiedades
químicas similares. Debido a que las posiciones están ordenadas, se puede utilizar la tabla
para obtener relaciones entre las propiedades de los elementos, o pronosticar propiedades
de elementos nuevos todavía no descubiertos o sintetizados. La tabla periódica
proporciona un marco útil para analizar el comportamiento químicoy es ampliamente
utilizada en química y otras ciencias.

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La tabla periódica actual es un sistema donde se clasifican los elementos conocidos hasta
la fecha. Se colocan de izquierda a derecha y de arriba a abajo en orden creciente de sus
números atómicos. Los elementos están ordenados en siete hileras horizontales llamadas
periodos, y en 18 columnas verticales llamadas grupos o familias.
Hacia abajoy a la izquierda aumenta el radio atómico y el radio iónico.
Hacia arriba y a la derecha aumenta la energía de ionización, la afinidad electrónica y la
electronegatividad.
Grupos
Un grupo es una columna de la tabla periódica de los elementos. Hay 18 grupos en la
tabla periódica estándar.
No es coincidencia que muchos de estos grupos correspondan a conocidas familias de
elementos químicos, ya que la tabla periódica se ideó para ordenar estas familias de una
forma coherente y fácil de ver. La explicación moderna del ordenamiento en la tabla
periódica es que los elementos de un grupo tienen configuraciones electrónicas similares
en los niveles de energía más exteriores; y como la mayoría de las propiedades químicas
dependen profundamente de las interacciones de los electrones que están colocados en
los niveles más externos los elementos de un mismo grupo tienen propiedades físicas y
especialmente químicas parecidas.
Numeración de los grupos
Actualmente la forma en la que se suelen numerar los 18 grupos es empleando el sistema
recomendado por la IUPAC (International Unión of Puré and App lied Chemistry) en 1985, que
consiste en utilizar números arábigos. De esta forma la primera columna es el grupo 1, la
segunda el grupo 2, y así hasta la decimoctava que corresponde al grupo 18.
Anteriormente a la forma de la IUPAC existían dos maneras de nombrar los grupos empleando
números romanos y letras, un sistema europeo y otro estadounidense, ambos cada vez más en
desuso. En el sistema europeo primero se pone el número romano y luego una A si el
elemento está a la izquierda o una B si lo está a la derecha. En el estadounidense se hace lo
mismo pero la A se pone cuando se trata de elementos representativos (grupos 1, 2 y 13 a 18)
y una B para los elementos de transición. En ambos casos, los grupos se numeran del I al VIII,
comprendiendo el grupo octavo de los elementos de transición tres columnas de la tabla
periódica que se denominan tríadas.

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IUPAC Europa EE. UU. Nombre
Grupo 1 IA IA Metales alcalinos
Grupo 2 IIA IIA Metales alcalinotérreos
Grupo 3 IIIA IIIB Metales de transición
Los elementos del bloque f,
lantánidos y actínidos
reciben la denominación de
metales de transición interna
o tierras raras.
Grupo 4 IVA IVB
Grupo 5 VA VB
Grupo 6 VIA VIB
Grupo 7 VIIA VIIB
Grupo 8 VIIIA VIIIB
Grupo 9
Grupo 10
Grupo 11 IB IB
Grupo 12 IIB IIB
Grupo 13 IIIB IIIA Térreos
Grupo 14 IVB IVA Carbonoides
Grupo 15 VB VA Nitrogenoides
Grupo 16 VIB VIA Anfígenos o calcógenos
Grupo 17 VIIB VIIA Halógenos
Grupo 18 VIIIB VIIIA Gases nobles
Las denominaciones de los grupos 13 a 16 están en desuso
Periodos
En la tabla periódica de los elementos, un periodo es cada fila de la tabla.
El número de niveles energéticos que tiene un átomo determina el periodo al que
pertenece. Cada nivel está dividido en distintos subniveles, que conforme aumenta
su número atómico se van llenado en este orden:
1s
2s 2p
3s 3p
4s 3d 4p
5s 4d 5p
6s 4f 5d 6p
7s 5f 6d 7p

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Siguiendo esa norma, cada elemento se coloca según su configuración electrónica y da
forma a la tabla periódica.
Los elementos en el mismo período muestran tendencias similares en radio
atómico, energía de ionización, afinidadelectrónica y electronegatividad. En un período el
radio atómico normalmente decrecesi nos desplazamos hacia la derecha debido a que
cada elemento sucesivo añadió protones y electrones, lo que provoca que este último sea
arrastrado más cerca del núcleo. Esta disminución del radio atómico también causa que la
energía de ionización y la electronegatividad aumenten de izquierda a derecha en un
período, debido a la atracción que ejerce el núcleo sobre los electrones. La afinidad
electrónica también muestra una leve tendencia a lo largo de un período. Los metales —a
la izquierda— generalmente tienen una afinidad menor que los no metales —a la derecha
del período—, excepto para los gases nobles.
La tabla periódica consta de 7 períodos:
 Período 1
 Período 2
 Período 3
 Período 4
 Período 5
 Período 6
 Período 7
Bloques
La tabla periódica de los elementos se puede dividir en bloques de elementos según
el orbital que estén ocupando los electrones más externos, tomando el bloque el nombre
de dicho orbital, es decir s, p, d o f.
Podría haber más elementos que llenarían otros orbitales, pero aún no se han sintetizado o
descubierto; de ser el caso se continuaría con el orden alfabético para nombrarlos (el
siguiente por descubrir sería el orbital o bloque g). Seguidamente se muestran los bloques
en los que se divide la tabla periódica.

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Grupo 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
Period
o
1
1
H
2
He
2
3
Li
4
Be
5
B
6
C
7
N
8
O
9
F
10
Ne
3
11
Na
12
Mg
13
Al
14
Si
15
P
16
S
17
Cl
18
Ar
4
19
K
20
Ca
21
Sc
22
Ti
23
V
24
Cr
25
Mn
26
Fe
27
Co
28
Ni
29
Cu
30
Zn
31
Ga
32
Ge
33
As
34
Se
35
Br
36
Kr
5
37
Rb
38
Sr
39
Y
40
Zr
41
Nb
42
Mo
43
Tc
44
Ru
45
Rh
46
Pd
47
Ag
48
Cd
49
In
50
Sn
51
Sb
52
Te
53
I
54
Xe
6
55
Cs
56
Ba
*
71
Lu
72
Hf
73
Ta
74
W
75
Re
76
Os
77
Ir
78
Pt
79
Au
80
Hg
81
Tl
82
Pb
83
Bi
84
Po
85
At
86
Rn
7
87
Fr
88
Ra
*
*
10
3
Lr
10
4
Rf
10
5
Db
10
6
Sg
10
7
Bh
10
8
Hs
10
9
Mt
11
0
Ds
11
1
Rg
112
Uu
b
11
3
Uu
t
114
Uu
q
115
Uu
p
116
Uu
h
117
Uu
s
118
Uu
o
*
57
La
58
Ce
59
Pr
60
Nd
61
Pm
62
Sm
63
Eu
64
Gd
65
Tb
66
Dy
67
Ho
68
Er
69
Tm
70
Yb
**
89
Ac
90
Th
91
Pa
92
U
93
Np
94
Pu
95
Am
96
Cm
97
Bk
98
Cf
99
Es
100
Fm
101
Md
102
No
Bloque s Bloque p Bloque d Bloque f ¿Bloque g?
Los elementos químicos del bloque g representan un grupo hipotético, no observado, de
elementos que estarían más allá de los ya descubiertos transuránidos, y en donde se
ocuparía un nuevo orbital (véase configuración electrónica).
No se sabe bien dónde comenzaría este bloque g dentro de la tabla periódica de los
elementos. En principio, sería en el elemento de número atómico 121 o 122.
Bloque s Bloque p Bloque d Bloque f Bloque g

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Química Orgánica
La Química Orgánica se define como la rama de la Química que estudia la estructura,
comportamiento, propiedades y usos de los compuestos que contienen carbono, tanto
de origen natural como artificial. Al compuesto que contienen carbono se les llama
compuestos
orgánicos.
Esta definición excluye algunos compuestos tales como los óxidos de carbono, las
sales del carbono y los cianuros y derivados, los cuales por sus características
pertenecen al campo de la química inorgánica. Pero éstos, son solo unos cuantos
compuestos contra los miles de compuestos que estudia la química orgánica.
Los seres vivos estamos formados por compuestos orgánicos, pero hay muchos
compuestos orgánicos que no están presentes en los seres vivos.
También podríamos decir que la química orgánica es la que estudia las moléculas que
contienen carbono (C) y forman enlaces covalentes carbono-carbono o carbono-
hidrógeno y otros heterotermos.

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Los compuestos orgánicos presentan una enorme variedad de propiedades y aplicaciones,
entre los que podemos citar: plásticos, detergentes, pinturas, explosivos, productos
farmacéuticos, colorantes, insecticidas, perfumes, etc
Química Inorgánica
La química inorgánica se encarga del estudio integrado de la formación, composición,
estructura y reacciones químicas de los elementos y compuestos inorgánicos (por ejemplo,
ácido sulfúrico o carbonato cálcico); es decir, los que no poseen enlaces carbono-
hidrógeno, porque éstos pertenecen al campo de la química orgánica. Dicha separación no
es siempre clara, como por ejemploen la química organometálica que es una
superposición de ambas.
Antiguamente se definía como la química de la materia inorgánica, pero quedó obsoleta al
desecharse la hipótesis de la fuerza vital, característica que se suponía propia de la materia
viva que no podía ser creada y permitía la creación de las moléculas orgánicas. Se suele
clasificar los compuestos inorgánicos según su función en ácidos, bases, óxidos y sales, y
los óxidos se les suele dividir en óxidos metálicos (óxidos básicos o anhídridos básicos) y
óxidos no metálicos (óxidos ácidos o anhídridos ácidos).
Grupo IV-A de la tabla periódica

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Los elementos del grupo IVA son: carbono(C), silicio (si), germanio (ge), estaño (Sn), plomo
(Pb), erristeneo (Eo). Estos elementos forman más de la cuarta parte de la corteza terrestre y
solo podemos encontrar en forma natural al carbono al estaño y al plomo en forma de
óxidos y sulfuros, su configuración electrónica termina en ns2, p2.
Los elementos de este grupo presenta diferentes estados de oxidación y estos son: +2 y +4.,
los compuestos orgánicos presentan variedad en su oxidación Mientras que los óxidos de
carbono y silicio son ácidos, los del estaño y plomo son anfótero, el plomo es un elemento
tóxico. Estos elementos no suelen reaccionar con el agua, los ácidos reaccionan con el
germanio, estaño y plomo, las bases fuertes atacan a los elementos de este grupo, con la
excepción del carbono, desprendiendo hidrógeno, reaccionan con el oxígeno formando
óxidos.
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.
1. 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.
CARACTERÍSTICAS GENERALES
Nombre: Carbono Símbolo: C
Número atómico: 6 Masa atómica
(una): 12,0107
Período: 2 Grupo: IVA (carbono
ideos)
Bloque: p (representativo) Valencias: +2, +4, -4
PROPIEDADES PERIÓDICAS

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Configuración electrónica: [He]
2s2
2p2
Radio atómico (Å): 0,91
Radio iónico (Å): 2,6 (-4) Radio covalente (Å): 0,77
Energía de ionización
(kJ/mol): 1087
Electronegatividad: 2,55
Afinidad electrónica
(kJ/mol): 154
Características: El carbono es un elemento que posee formas alotrópicas, un caso
fascinante lo encontramos en el grafito y en el diamante, el primero corresponde a uno de
las sustancias más blandas y el segundo a uno de los elementos más duros y otro caso con
el carbón y el diamante, el carbón es tienen un precio comercial bastante bajo en cambio el
diamante es conocido por ser una de las piedras más costosas del mundo. Presenta una
gran afinidad para enlazarse químicamente con otros átomos pequeños, incluyendo otros
átomos de carbono con los que puede formar largas cadenas, y su pequeño radio atómico
le permite formar enlaces múltiples.
Estados alotrópicos: Se conocen cinco formas alotrópicas del carbono, una de las formas
como encontramos el carbono es el grafito el grafitotienen exactamente la misma cantidad
de átomos que el diamante la única variación que este presenta esta en la estructura la
estructura del diamante es tetraédrica y la del grafito es mucho más sencilla. Pero por estar
dispuestos en diferente forma, su textura, fuerza y color son diferentes.
Métodos de obtención
 El carbono se encuentra - frecuentemente muy puro - en
la naturaleza, en estado elemental, en las formas
alotrópicas diamante y grafito. El material natural más rico
en carbono es el carbón (del cual existen algunas
variedades).
 Grafito: Se encuentra en algunos yacimientos naturales
muy puro. Se obtiene artificialmente por descomposición
del carburo de silicio en un horno eléctrico.

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 Diamante: Existen en la naturaleza, en el seno de rocas
eruptivas y en el fondo del mar. En la industria se obtiene
tratando grafito a 3000 K de temperatura y a una presión
entre 125 - 150 atm. Por ser la velocidad de
transformación de grafito en diamante muy lenta, se
utilizan metales de transición, en trazas, como
catalizadores (hierro, níquel, platino).
 Carbón de coque: muy rico en carbono, es el producto
residual en la destilación de la hulla.
 Carbono amorfo: Negro de humo y carbón activo: Son
formas del carbono finamente divididas. El primero se
prepara por combustión incompleta de sustancias
orgánicas; la llama deposita sobre superficies metálicas,
frías, partículas muy finas de carbón. El carbón activo se
obtiene por descomposición térmica de sustancias
orgánicas.
 Fullerentos: Estas sustancias se encuentran en el humo de
los fuegos y en las estrellas gigantes rojas. Se obtienen,
artificialmente, haciendosaltar un arco entre dos
electrodos de grafito o sublimando grafito por acción de
un láser.
Aplicaciones
Grafito:
 Construcción de reactores nucleares.
 Construcción de electrodos para la industria electrolítica,
por su conductividad eléctrica.
 Lubricante sólido, por ser blando y untuoso.
 Construcción de minas de lapiceros, la dureza de la mina
se consigue mezclando el grafito con arcilla.
 Construcción de crisoles de alta temperatura, debidoal
elevado punto de fusión del grafito.
Diamante:
 Tallados en brillantes se emplean en joyería.
 Taladradoras.
 Cojinetes de ejes en aparatos de precisión.

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Carbón de coque:
 Se utiliza como combustible.
 Se utiliza para la reducción de óxidos metálicos en
metalurgia extractiva.
Negro de humo:
 Colorante.
 Fabricación de tintas de imprenta.
 Llantas de automóviles.
Carbón activo:
 Adsorbente de gases.
 Catalizador.
 Decolorante.
 Purificación de aguas potables.
 En máscaras de gases.
 En filtros de cigarrillos.
Fullerentos:
 Propiedades conductoras, semiconductoras o aislantes, en
función del metal con que se contaminen.
 Lubricante.
 Inhibición de la proteasa del virus del SIDA.
 Fabricación de fibras.
Compuestos de carbono:
 El dióxido de carbono se utiliza para carbonatación de
bebidas, en extintores de fuego y como enfriador (hielo
seco, en estado sólido).
 El monóxido de carbono se emplea como agente reductor
en procesos metalúrgicos.
 El tetracloruro de carbono y el desulfuro de carbono se
usan como disolventes industriales importantes.
 El freón se utilizaba en aparatos de refrigeración, hecho
que está desapareciendo, debidoa lo dañino de este
compuesto para la capa de ozono.
 El carburo cálcico se emplea para preparar acetileno y
para soldar y cortar metales.
 Los carburos metálicos se emplean como refractarios.

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 El carbono junto al hierro forma el acero.
2. Silicio:
Es un metaloide de numero atómico 14 de grupo A4. El silicio es el segundo elemento más
abundantedela corteza terrestre (27,7%en peso) Sepresenta en forma amorfa ycristalizada;
el primero es un polvo parduzco, más activo que la variante cristalina, que se presenta en
octaedros de color azul grisáceo y brillo metálico.
Nombre: Silicio Símbolo: Si
Número atómico: 14 Masa atómica (una): 28,0855
Período: 3 Grupo: IVA (carbono ideos)
Configuración electrónica: [Ne] 3s2
3p2
Radio iónico (Å): 0,41 (+4) Radio covalente (Å): 1,11
Energía de ionización (kJ/mol): 786 Electronegatividad: 1,90
Afinidad electrónica (kJ/mol): 134
PROPIEDADES FÍSICAS

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Densidad (g/cm3
): 2,33 Color: gris con brillo metálico
Punto de fusión (pc): 1414 Punto de ebullición (ºC): 2680
Volumen atómico (cm3
/mol): 12,06
Características: 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.
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 del silicio: El silicio lo podemos encontrar en diversas formas en polvo, policristal
ver y olivino
 Mediante aluminotermia a partir de la sílice, óxido de
silicio, y tratando el producto con ácido clorhídrico en el
cual el silicio es insoluble.
 Reducción de sílice con carbono o carburo de calcio en un
horno eléctrico con electrodos de carbono.
 Reducción de tetracloruro de silicio con hidrógeno (para
obtenerlo de forma muy pura).
 El silicio hiperpuro se obtiene por reducción térmica de
triclorosilano, HSiCl3, ultrapuro en atmósfera de hidrógeno
y posterior fusión por zonas a vacío.
Aplicaciones

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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 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.
3. Germanio:
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 distribuidoen 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.
Nombre: Germanio Símbolo: Ge
Número atómico: 32 Masa atómica (uma): 72,61

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Período: 4 Grupo: IVA (carbonoideos)
Bloque: p (representativo) Valencias: +2, +4,
Configuración electrónica: [Ar]
3d10
4s2
4p2
Radio iónico (Å):0,53 (+4), 0,93 (+2) Radio covalente (Å): 1,22
Densidad (g/cm3
): 5,323 Color: Grisáceo
Punto de fusión (ºC): 938 Punto de ebullición (ºC): 2830
/mol): 13,64
Características: Es un metaloide sólido duro, cristalino, de color blanco grisáceo
lustroso, quebradizo, que conserva el brillo a temperaturas ordinarias. Presenta la misma
estructura cristalina que el diamante y resiste a los ácidos y álcalis.
Forma gran número de compuestos organometálicos y es un importante material
semiconductor utilizado en transistores y fotodetectores. A diferencia de la mayoría de
semiconductores, el germanio tiene una pequeña banda prohibida (band gap) por lo que
responde de forma eficaz a la radiación infrarroja y puede usarse en amplificadores de baja
intensidad.
 Se obtiene como subproducto en los procesos de
obtención de cobre, zinc y en las cenizas de ciertos
carbones. Para la purificación ulterior se utiliza el
proceso llamado fusión por zonas.

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Aplicaciones
Las aplicaciones del germanio se ven limitadas por su elevado costo y en muchos casos se
investiga su sustitución por materiales más económicos Fibra óptica. Electrónica: radares y
amplificadores de guitarras eléctricas usados por músicos nostálgicos del sonido de la
primera época del rock and roll; aleaciones SiGe en circuitos integrados de alta velocidad.
También se utilizan compuestos sándwich Si/Ge para aumentar la movilidad de los
electrones en el silicio (streched silicon).Óptica de infrarrojos: Espectroscopios, sistemas de
visión nocturna y otros equipos. Lentes, con alto índice de refracción, de ángulo ancho y
para microscopios. En joyería se usa la aleación Au con 12% de germanio.
4. Estaño:
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.
Nombre: Estaño Símbolo: Sn
(uma): 118,710
Período: 5 Grupo: IVA
(carbonoideos)
Bloque: p (representativo) Valencias: +2, +4
Configuración electrónica: [Kr]
4d10
5s2
5p2
Radio iónico (Å): 0,71 (+4), 1,12
(+2)
Radio covalente (Å): 1,41

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Densidad (g/cm3
): 7,31 Color: Blanco plateado
Punto de fusión (ºC): 232 Punto de ebullición
(ºC): 2602
/mol): 16,29
Características: Es un metal, maleable, que no se oxida y es resistente a la corrosión.
Se encuentra en muchas aleaciones y se usa para recubrir otros metales protegiéndolos de
la corrosión. Una desus característicasmásllamativasesquebajodeterminadascondiciones
forma la peste del estaño.
Formas alotrópicas: El estaño puro tiene dos variantes alotrópicas: El estaño gris,
polvono metálico,conductor,deestructura cúbica y establea temperaturasinferioresa 13,2
°C, que es muy frágil y tiene un peso específico más bajo que el blanco.
El estaño se obtiene del mineral casiterita (óxidode estaño (IV)). Dicho mineral se
muele y se enriquece en dióxido de estaño por flotación, después se tuesta y se
calienta con coque en un horno de reverbero con lo cual se obtiene el metal.
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 compuestosde estaño se usan para fungicidas,tintes, dentífricos(SnF2) y pigmentos.Se
usa para hacer bronce, aleación de estaño y cobre. Se usa para la soldadura blanda, aleado
con plomo.Se usa en aleaciónconplomopara fabricarla lámina delostubos de los órganos
musicales. En etiquetas. Recubrimiento de acero. Se usa como material de aporte en
soldadura blanda con cautín, bien puro o aleado. La directiva RoHS prohíbe el uso de plomo
en la soldadura de determinados aparatos eléctricos y electrónicos. El estaño también se
utiliza en la industria de la cerámica para la fabricacióndelosesmaltescerámicos.Sufunción
es la siguiente: en baja y en alta es un o pacificante. En alta la proporción del porcentajees
más alto que en baja temperatura.

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5. Plomo:
Es un elemento de la tabla periódica, cuyo símbolo es Pb y su número atómico es 82 Dmitri
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.
Nombre: Plomo Símbolo: Pb
(uma): 207,2
Período: 6 Grupo: IVA
(carbonoideos)
Bloque: p (representativo) Valencias: +2, +4
Configuración electrónica: [Xe]
4f14
5d10
6s2
6p2
Radio iónico (Å): 0,84 (+4), 1,20 (+2) Radio covalente (Å): 1,47
Densidad (g/cm3
): 11,342 Color: Blanco azulado
(ºC): 1749
/mol): 18,27

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Características: Los compuestos de plomo más utilizados en la industria son los óxidos
deplomo,el tetraetilodeplomoylossilicatosdeplomo.Una de lascaracterísticasdel plomo
es que forma aleaciones con muchos metales como el calcioestaño 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.
 El metal se obtiene a partir de los sulfuros minerales; el cual, tras un previo
enriquecimiento es tostado y sinterizado en un horno, obteniéndose así el
óxido de plomo (II), el cual se reduce con carbón de coque a plomo metal
impuro (plomo de obra). El plomo se purifica por métodos pirometalúrgicos
o electrolíticos.
Aplicaciones
El plomo se usa como cubierta para cables, ya sea la de teléfono, de televisión, de Internet
o de electricidad, sigue siendo una forma de empleo adecuada. La ductilidad única del
plomo lo hace particularmente apropiado para esta aplicación, porque puede estirarse para
formar un forro continuo alrededor de los conductores internos.
Se utilizan una gran variedad de compuestos de plomo, como los silicatos, los carbonatos y
sales de ácidos orgánicos, como estabilizadores contra el calor y la luz para los plásticos de
cloruro de polivinilo. Se usan silicatos de plomo para la fabricación de frituras (esmaltes) de
vidrio y de cerámica, las que resultan útiles para introducir plomo en los acabados del vidrio
y de la cerámica. La asida de plomo, Pb(N3)2, es el detonador estándar para los explosivos
plásticos como el C-4. Los arseniatos de plomo se emplean en grandes cantidades como
insecticidas para la protección de los cultivos y para ahuyentar insectos molestos como lo
son cucarachas, mosquitos y otros animales que posean un exoesqueleto. El litargirio(óxido
de plomo) se emplea mucho para mejorar las propiedades magnéticas de los imanes de
cerámica de ferrita de bario.

pág. 22
Grupo V-A de la tabla periódica
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 diatómico
(N2), forma numerosos óxidos, tiene tendencia a aceptar tres electrones y formar el ion
nitruro N 3-

pág. 23
1. Nitrógeno
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 atmosféricopor 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.
2.
 Se obtiene de la atmósfera (su fuente inagotable) por licuación y destilación
fraccionada.
 Se obtiene, muy puro, mediante descomposición térmica (70 ºC) del nitrito
amónico en disolución acuosa.
 Por descomposición de amoniaco (1000 ºC) en presencia de níquel en polvo.
Aplicaciones
 El nitrógeno se utiliza en la industria electrónica para crear atmósferas
inertes para producir transistores y diodos.
 Se utiliza en la industria del petróleo para incrementar la presión en los
pozos y forzar la salida del crudo.
 Se usa como atmósfera inerte en tanques de explosivos líquidos.
 El ácido nítrico, compuesto del nitrógeno, se utiliza para fabricar nitratos y
nitrar sustancias orgánicas.
 El dióxido de nitrógeno se utiliza como anestésico.
 Los cianuros se utilizan para producir acero templado.

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2.Fósforo
Símbolo P, número atómico 15, peso atómico 30.9738. El fósforo forma la base de gran
número de compuestos, de los cuales los más importantes son los fosfatos. En todas las
formas de vida, los fosfatos desempeñan un papel esencial en los procesos de
transferencia de energía, como el metabolismo, la fotosíntesis, la función nerviosa y la
acción muscular. Los ácidos nucleicos, que entre otras cosas forman el material hereditario
(los cromosomas), son fosfatos, así como cierto número de coenzimas. Los esqueletos de
los animales están formados por fosfato de calcio.
Nombre: Fósforo Símbolo: P
(uma): 30,9738
Período: 3 Grupo: VA
(nitrogenoideos)
Nombre: Nitrógeno Símbolo: N
(uma): 14,0067
Período: 2 Grupo: VA (nitrogenoideos)
Bloque: p (representativo) Valencias: +1, +2, +3, -3,
+4, +5
2s2
2p3
(kJ/mol): 1400
Densidad (g/cm3
): 0,0012506 (0
ºC)
Color: Incoloro
Punto de fusión (ºC): -210 P. de ebullición (ºC): -196
Volumen atómico
(cm3
/mol): 13,54

pág. 25
Bloque: p (representativo) Valencias: +1, +2, +3, +5,
-2, -3
Configuración electrónica: [Ne]
3s2
3p3
Radio iónico (Å): 0,34 (+5) Radio covalente (Å): 1,06
(kJ/mol): 1011
(kJ/mol): 72
Densidad (g/cm3
): 1,82 Color: Blanco
Punto de fusión (ºC): 44 P. de ebullición (ºC): 280
Volumen atómico
(cm3
/mol): 17,02
Cerca de tres cuartas partes del fósforo total (en todas sus formas químicas) se emplean en
Estados Unidos como fertilizantes. Otras aplicaciones importantes son como relleno de
detergentes, nutrientes suplementarios en alimentos para
animales, ablandadores de agua, aditivos para alimentos y fármacos, agentes de
revestimiento en el tratamiento de superficies metálicas, aditivos en metalurgia,
plastificantes, insecticidas y aditivos de productos petroleros.
 Se obtiene por métodos electroquímicos, en atmósfera seca, a partir del
mineral (fosfato) molido mezclado con coque y arena y calentado a 1400 ºC
en un horno eléctrico o de fuel. Los gases de salida se filtran y enfrían hasta
50 ºC con lo que condensa el fósforo blanco, que se recoge bajo agua o
ácido fosfórico. Calentando suavemente se transforma en fósforo rojo.

pág. 26
Aplicaciones
 El fósforo rojo se usa, junto al trisulfuro de tetrafósforo, P4S3, en la
fabricación de fósforos de seguridad.
 El fósforo puede utilizarse para: pesticidas, pirotecnia, bombas
incendiarias, bombas de humo, balas trazadoras, etc.
 El fósforo (sobre todo blanco y rojo) se emplea principalmente en la
fabricación de ácido fosfórico, fosfatos y polifosfatos (detergentes).
 El pentaóxido de fósforo se utiliza como agente desecante.
 El hidruro de fósforo, PH3 (fosfina), es un gas enormemente venenoso.
Se emplea en el dopado de semiconductores y en la fumigación de
cereales.
 El trisulfuro de tetrafósforo constituye la masa incendiaria de las
cerillas.
 Los fosfatos se usan en la producción de vidrios especiales, como los
usados en las lámparas de sodio.
 El fosfato de calcio tratado con ácido sulfúrico origina superfosfato.
tratado con ácido fosfórico origina superfosfato doble. Estos
superfosfatos se utilizan ampliamente como fertilizantes.
 La ceniza de huesos, compuesta por fosfato de calcio, se ha usado
para fabricar porcelana y producir fosfato monocálcico, que se utiliza
en polvos de levadura panadera.
 El fosfato sódico es un agente limpiador, cuya función es ablandar el
agua e impedir la formación de costras en caldera y la corrosión de
tuberías y tubos de calderas.
 Los fosfatos desempeñan un papel esencial en los procesos biológicos
de transferencia de energía: metabolismo, fotosíntesis, función

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nerviosa y muscular. Los ácidos nucléicos que forman el material
genético son polifosfatos y coenzimas.
3. Arsénico
Elemento químico, cuyo símbolo es As y su número atómico, 33. El arsénico se encuentra
distribuido ampliamente en la naturaleza (cerca de 5 x 10-4
% de la corteza terrestre). Es
uno de los 22 elementos conocidos que se componen de un solo nucleido estable, 75
33As;
el peso atómico es de 74.922. Se conocen otros 17 nucleidos radiactivos de As.
Nombre: Arsénico Símbolo: As
(uma): 74,9216
(nitrogenoideos)

pág. 28
Al arsénico se le encuentra natural como mineral de cobalto, aunque por lo general está en la
superficie de las rocas combinado con azufre o metales como Mn, Fe, Co, Ni, Ag o Sn. El
principal mineral del arsénico es el FeAsS (arsenopirita, pilo); otros arseniuros metálicos son los
minerales FeAs2 (löllingita), NiAs (nicolita), CoAsS (cobalto brillante), NiAsS (gersdorfita) y
CoAs2 (esmaltita). Los arseniatos y tioarseniatos naturales son comunes y la mayor parte de los
minerales de sulfuro contienen arsénico. La As4S4 (realgarita) y As4S6 (oropimente) son los
minerales más importantes que contienen azufre. El óxido, arsenolita, As4O6, se encuentra como
producto de la alteración debida a los agentes atmosféricos de otros minerales de arsénico, y
también se recupera de los polvos colectados de los conductos durante la extracción de Ni, Cu y
Sn; igualmente se obtiene al calcinar los arseniuros de Fe, Co o Ni con aire u óxigeno. El
elemento puede obtenerse por calcinación de FeAsS o FeAs2 en ausencia de aire o por reducción
de As4O6 con carbonato, cuando se sublima As4.
 Se obtiene a partir del mineral arsenopirita (FeAsS). Se calienta, con lo cual el
arsénico sublima y queda un residuo sólido de sulfuro ferroso.
3d10
4s2
4p3
Radio iónico (Å): 2,22 (-3), 0,47
(+5)
(kJ/mol): 947
(kJ/mol): 78
Densidad (g/cm3
): 5,73 Color: Gris
Punto de fusión (ºC): 817 (a 28
atm)
P. de ebullición (ºC): 613
(sublima)
Volumen atómico
(cm3
/mol): 12,95

pág. 29
Aplicaciones
 El arsénico se utiliza en los bronces, en pirotecnia y como dopante en
transistores y otros dispositivos de estado sólido.
 El arseniuro de galio se emplea en la construcción de láseres ya que convierte
la electricidaden luz coherente.
 El óxido de arsénico (III) se emplea en la industria del vidrio, además de como
veneno.
 La arsina (trihidruro de arsénico) es un gas tremendamente venenoso.
 Los sulfuros de arsénico; por ejemplo, el oropimente, se usan como
colorantes.
4.Antimonio
Elemento químico con símboloSb y número atómico 51. El antimonio no es un elemento
abundante en la naturaleza; raras veces se encuentra en forma natural, a menudo como una
mezcla isomorfa con arsénico: la allemonita. Su símbolo Sb se deriva de la palabra latina stibium.
El antimonio se presenta en dos formas: amarilla y gris. La forma amarilla es metaestable, y se
compone de moléculas Sb4, se le encuentra en el vapor de antimonio y es la unidad estructural
del antimonio amarillo; la forma gris es metálica, la cual cristaliza en capas formandouna
estructura romboédrica.
Nombre: Antimonio Símbolo: Sb
(uma): 121,760

pág. 30
(nitrogenoideos)
Configuración electrónica: [Kr]
4d10
5s2
5p3
Radio iónico (Å): 0,62 (+5), 2,45 (-
3)
(kJ/mol): 834
Densidad (g/cm3
): 6,697 Color: Blanco azulado
Volumen atómico
(cm3
/mol): 18,19
El antimonio se encuentra principalmente en la naturaleza como Sb2S3 (estibnita,
antimonita); el Sb2O3 (valentinita) se halla como producto de descomposición de la
estibnita. Forma parte por lo general de los minerales de cobre, plata y plomo.
También se encuentran en la naturaleza los antimoniuros metálicos NiSb
(breithaupita), NiSbS (ulmanita) y Ag2Sb (dicrasita); existen numerosos tioantimoniatos
como el Ag3SbS3 (pirargirita).
 Se obtiene fundiendo el mineral estibina, para concentrarlo en Sb2S3 y
éste se tuesta a Sb2O3 que se reduce con carbón. Se purifica mediante
fusión por zonas.
 Se obtiene como subproducto en los procesos metalúrgicos de cobre y
plomo.

pág. 31
Aplicaciones
 Usado en la tecnología de semiconductores para fabricar detectores
infrarrojos, diodos y dispositivos de efecto Hall.
 Aleado con plomo incrementa la dureza de este metal. Se usa para
baterías, aleaciones antifricción, armas pequeñas, balas trazadoras,
revestimientos de cables, etc.
 El sulfuro de antimonio (III) se emplea en la obtención de antimonio,
para preparar la masa inflamable de las cerillas, en fabricación de vidrios
coloreados, barnices y en pirotecnia.
 El cloruro de antimonio (III) se usa como catalizador.
5. Bismuto
Elemento metálico, Bi, de número atómico 83 y peso atómico 208.980, pertenece al grupo Va
de la tabla periódica. Es el elemento más metálicoen este grupo, tanto en propiedades físicas
como químicas. El único isótopo estable es el de masa 209. Se estima que la corteza terrestre
contiene cerca de 0.00002% de bismuto. Existe en la naturaleza como metal libre y en
minerales. Los principales depósitos están en Sudamérica, pero en Estados Unidos se obtiene
principalmente comosubproducto del refinado de los minerales de cobre y plomo.
Nombre: Bismuto Símbolo: Bi

pág. 32
 A partir de los minerales que contienen bismuto, se obtiene el óxido de
bismuto (III), el cual se reduce con carbón a bismuto bruto. Se purifica
mediante fusión por zonas.
 Se obtiene como subproducto del refinado de metales como: plomo, cobre,
oro, plata y estaño.
Aplicaciones
 Aleado junto a otros metales tales como: estaño, cadmio, ..., origina
materiales de bajo punto de fusión utilizadas en sistemas de detección y
extinción de incendios.
 Aleado con manganeso se obtiene el "bismanol" usado para la fabricación
de imanes permanentes muy potentes.
(uma): 208,980
Período: 6 Grupo: VA (nitrogenoideos)
4f14
5d10
6s2
6p3
Radio iónico (Å): 0,74 (+5), 1,20
(+3)
(kJ/mol): 703
(kJ/mol): 91
Densidad (g/cm3
): 9,780 Color: Blanco
Volumen atómico
(cm3
/mol): 21,37

pág. 33
 Se emplea en termopares y como "carrier" de 235
U o 237
U del combustible de
reactores nucleares.
 Se emplea como catalizador en la obtención de fibras acrílicas.
 El óxido de bismuto (III) se emplea para fabricar vidrios de alto índice de
refracción y esmaltes de color amarillo.
 El oxicloruro de bismuto, BiOCl, se emplea en cosmética y en fabricación de
perlas artificiales.
Grupo VI-A de la tabla periódica

pág. 34
El grupo VIA del sistema Periódico o grupo del oxígeno está formadopor los elementos:
oxígeno, azufre, selenio, telurio, polonio.
El grupo VIA por encontrarse ya en el extremo derecho de la Tabla Periódica es
fundamentalmente no-metálico; aunque, el carácter metálicoaumente al descender en el
grupo, siendo el polonio.
Como en todos los grupos, el primer elemento, esto es, el oxígeno, presenta un
comportamiento anómalo, ya que el oxígeno al no tener orbitales d en la capa de valencia,
sólo puede formar dos enlaces covalentes simples o uno doble, mientras que los restantes
elementos pueden formar 2, 4 y 6 enlaces covalentes.
1 .Oxígeno
Elemento químico gaseoso, símbolo O, número atómico 8 y peso atómico 15.9994. Es de gran
interés por ser el elemento esencial en los procesos de respiración de la mayor parte de las
células vivas y en los procesos de combustión. Es el elemento más abundante en la corteza
terrestre. Cerca de una quinta parte (en volumen) del aire es oxígeno.
Existen equipos capaces de concentrar el oxígeno del aire. Son los llamados generadores o
concentradores de oxígeno, que son los utilizados en los bares de oxígeno.

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El oxígeno gaseoso no combinado suele existir en forma de moléculas diatómicas, O2, pero
también existe en forma triatómica, O3, llamada ozono.
Nombre: Oxígeno Símbolo: O
(uma): 15,9994
Período: 2 Grupo: VIA
Bloque: p (representativo) Valencias: -2
Configuraciónelectrónica: [He]
2s2
2p4
Radio atómico (Å): -
Radio iónico (Å):1,4 (-2) Radio covalente (Å): 0,73
(kJ/mol): 1314
Densidad (g/cm3
): 0,001429 Color: Incoloro
Punto de fusión (ºC): -219 Punto de ebullición (ºC): -
183
/mol): 14,4
 Licuación del aire y destilación fraccionada del mismo (99% de la
producción).
 Electrólisis de agua.
 Calentamiento de clorato de potasio con dióxido de manganeso como
catalizador.
 Descomposición térmica de óxidos.
 Descomposición catalítica de peróxidos.

pág. 36
Aplicaciones
 Utilizado en hospitales para favorecer la respiración de los pacientes
con problemas cardiorrespiratorios. Se debe mezclar con gases nobles,
pues inhalar oxígeno puro puede ser peligroso.
 Utilizado en soldadura oxiacetilénica.
 Síntesis de metanol y de óxido de etileno.
 Combustible de cohetes.
 Hornos de obtención de acero.
 Por acción de descargas eléctricas o radiación ultravioleta sobre el
oxígeno se genera el ozono.
2. Azufre
Elemento químico, S, de número atómico 16. Los isótopos estables conocidos y sus
porcentajes aproximados de abundancia en el azufre natural son éstos: 32
S (95.1%); 33
S
(0.74%); 34
S (4.2%) y 36
S (0.016%). La proporción del azufre en la corteza terrestre es de
0.03-0.1%. Con frecuencia se encuentra como elemento libre cerca de las regiones
volvánicas (depósitos impuros).
Propiedades: Los alótropos del azufre (diferentes formas cristalinas) han sido estudiados
ampliamente, pero hasta ahora las diversas modificaciones en las cuales existen para cada
estado (gas, líquido y sólido) del azufre elemental no se han dilucidado por completo.

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Nombre: Azufre Símbolo: S
Período: 3 Grupo: VIA (anfígenos)
Bloque: p (representativo) Valencias: -2, +2, +4, +6
3s2
3p4
Radio iónico (Å):1,84 (-2) Radio covalente (Å): 1,02
Densidad (g/cm3
): 2,07 (rómbico) Color: Amarillo
Punto de fusión (ºC):115 Punto de ebullición (ºC): 445
/mol): 15,5
 Se obtiene de domos salinos de la costa del Golfo de México mediante el
método Frasch: se introduce agua sobrecalentada (180 ºC) que funde el
azufre y, con ayuda de aire comprimido, sube a la superficie.
Aplicaciones

pág. 38
 Fabricación de pólvora negra, junto a carbono y nitrato potásico.
 Vulcanización del caucho.
 Fabricación de cementos y aislantes eléctricos.
 Fabricación de cerillas, colorantes y también como fungicida (vid).
 Fabricación de ácido sulfúrico (el producto químico más importante de la
industria química de cualquier país). Este ácido se emplea para: producción
de abonos minerales (superfosfatos), explosivos, seda artificial, colorantes,
vidrios, en acumuladores, como desecante y reactivo químico.
 El dióxido de azufre sirve para obtener ácido sulfuroso además de sulfúrico.
Las sales del ácido sulfuroso tienen aplicaciones en la industria papelera,
como fumigantes, blanqueadores de frutos secos, ...
3. Selenio
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 seleníferos son
los que representan la fuente primaria.

pág. 39
Nombre: Selenio Símbolo: Se
(uma): 78,96
Bloque: p (representativo) Valencias: -2, +4, +6
3d10
4s2
4p4
Radio iónico (Å):1,98 (-2) Radio covalente
(Å): 1,16
(kJ/mol): 941
(kJ/mol): 195
Densidad (g/cm3
): 4,792 Color: Gris
(ºC): 685
Volumen atómico
(cm3
/mol): 16,42
 Se obtiene del ánodo de una cuba electrolítica utilizada para el
proceso de refinado del cobre y de la plata. El selenio se recupera por
tostación de los lodos anódicos, formándose el dióxido de selenio
que, por reacción con dióxido de azufre, origina el selenio.
Aplicaciones
 El selenio presenta propiedades fotovoltaicas (convierte directamente
luz en electricidad) y fotoconductivas (la resistencia eléctrica decrece
al aumentar la iluminación). todo esto lo hace útil en la producción de
fotocélulas y exposímetros para uso fotográfico y en células solares.

pág. 40
 El selenio es capaz de convertir corriente alterna en corriente
contínua, por lo que se emplea en rectificadores. Por debajo de su
punto de fusión es un semiconductor tipo p, con aplicaciones en
electrónica.
 Se emplea en xerografía para fotocopiadoras, en la industria del vidrio
para decolorar vidrios y en la obtención de vidrios y esmaltes color
rubí.
 Se usa como tóner fotográfico, aditivo de aceros inoxidables y
aleaciones de cobre.
4. Telurio
Elemento químico de símbolo Te, número atómico 52 y peso atómico 127.60. Existen ocho isótopos
estables del telurio. El telurio constituye aproximadamente el 10-9 % de la roca ígnea que hay en la
Tierra. Se encuentra como elemento libre, asociado algunas veces con selenio, y también existe
como telururo de silvanita (teluro gráfico), nagiagita (telurio negro), hessita, tetradimita, altaita,
coloradoita y otros telururos de plata y oro, así como el óxido, telurio ocre.
Existen dos modificaciones alotrópicas importantes del telurio elemental: la forma cristalina y la
amorfa. La forma cristalina tiene un color blanco plateado y apariencia metálica. Esta forma se funde
a 449.5ºC (841.6ºF). Tiene una densidad relativa de 6.24 y una dureza de 2.5 en la escala de Mohs. La
forma amorfa (castaña) tiene una densidad relativa de 6.015. El telurio se quema en aire despidiendo
una flama azul y forma dióxido de telurio, TeO2. Reacciona con los halógenos, pero no con azufre o

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selenio, y forma, entre otros productos, tanto el anión telururo dinegativo (Te2-), que se asemeja al
selenuro, como el catión tetrapositivo (Te4+), que se parece al platino (IV).
 Se obtiene de los barros anódicos del refinado electrolítico del
cobre.
Aplicaciones
 Es un semiconductor tipo p.
 Aleado con plomo previene la corrosión de este ultimo.
 Se alea con hierro colado, acero y cobre para favorecer su
mecanizado.
 El telurio se emplea en cerámica.
Nombre: Telurio Símbolo: Te
Configuración electrónica: [Kr] 4d10
5s2
5p4
Radio iónico (Å): 0,56 (+6), 2,21 (-2) Radio covalente (Å): 1,35
Densidad (g/cm3
): 6,24 Color: Plateado
Punto de fusión (ºC): 450 Punto de ebullición (ºC): 988
/mol): 20,46

pág. 42
 El telururo de bismuto se emplea para dispositivos
termoeléctricos.
5. Polonio
Elemento químico, símbolo Po, de número atómico 84. Marie Curie descubrió el radioisótopo 210
Po en la
pecblenda (uraninita), isótopo que es el penúltimo miembro de las series del decaimiento del radio. Todos
los isótopos del polonio son radiactivos y de vida media corta, exceptolos tres emisores alfa, producidos
artificialmente. 208
Po (2.9 años) y 209
Po (100 años), y el natural, 210
Po (138.4 días).
El polonio (210
Po) se utiliza principalmente en la producción de fuentes de neutrones. Puede usarse también
en eliminadores de estática, y cuando está incorporado en la aleación de los electrodos de las bujías, se dic
que favorece las propiedades enfriantes en los motores de combustión interna.
Nombre: Polonio Símbolo: Po
Número atómico: 84
Masa atómica
(uma): (208,98)

pág. 43
 Bombardeandobismuto natural (209
Bi) con neutrones se obtiene el
isótopo del bismuto 210
Bi, el cual mediante desintegración origina el
polonio.
Aplicaciones
 Mezclado o aleado con berilio es una fuente de neutrones.
 Se emplea en cepillos para eliminar el polvo de películas fotográficas.
 Se utiliza en fuentes termoeléctricas ligeras para satélites espaciales, ya
que casi toda la radiación alfa que emite es atrapada por la propia fuente
sólida y por el contenedor.
4f14
5d10
6s2
6p4 Radio atómico (Å): 1,76
Radio iónico (Å): - Radio covalente (Å): 1,46
Densidad (g/cm3
): 9,320 Color: Plateado
Punto de fusión (ºC): 254
Punto de ebullición
(ºC): 962
/mol): 22,53
Grupo VII-A de la tabla periódica

pág. 44
El grupo VIIA del Sistema Periódico o grupo de los Halógenos (que proviene del griego y
significa formadores de sales) se caracteriza por el carácter iónico de muchos de sus
compuestos, al reaccionar con metales.
La configuración electrónica externa de sus átomos nos indica que les falta un solo
electrón para completar el nivel y adquirir la estructura correspondiente al gas noble que
le sigue en el Sistema Periódico. Por ello, forman iones negativos con gran facilidad.
Presentan una gran reactividad, siendo mayor en el flúor y disminuyendo conforme
descendemos en el grupo.
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.
1. Flúor

pág. 45
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.
Nombre: Flúor Símbolo: F
(uma): 18,9984
Período: 2 Grupo: VIIA
Bloque: p (representativo) Valencias: -1
2s2
2p5
(kJ/mol):1681
Electronegatividad: 4
(kJ/mol): 328
Densidad (g/cm3
): 0,001696 (0
ºC)
Color: Amarillo-verdoso
Volumen atómico
(cm3
/mol): 17,1

pág. 46
 Mediante electrólisis de fluoruro ácido de potasio anhidro (KF · 3HF)
fundido a temperaturas entre 70 - 130 ºC.
 Como subproducto en la síntesis de ácido fosfórico y superfosfatos.
Aplicaciones
 Enriquecimiento del isótopofisionable 235
U, mediante formación del
hexafluoruro de uranio y posterior separación por difusión gaseosa.
 Propelente de cohetes.
 El ácido fluorhídrico se emplea para: grabado de vidrio, tratamiento
de la madera, semiconductores y en la fabricación de hidrocarburos
fluorados.
 En pequeñas cantidades, el ion fluoruro previene la caries dental. el
ion fluoruro facilita la formación de fluoroapatito, Ca5(PO4)3F, en
lugar de apatito, Ca5(PO4)3(OH), más soluble en ácidos. Debe
añadirse al agua para impedir la caries (se añade en forma de
Na2SiF6, NaF y HF en concentraciones de 1 mg / l).
 El hexafluoruro de azufre se utiliza como material dieléctrico.
 La criolita, Na2AlF6 se utiliza como electrólito en la metalurgia del
aluminio.
 El fluoruro de calcio se introduce en alto horno y reduce la
viscosidad de la escoria en la metalurgia del hierro.
2. Cloro
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

pág. 47
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.
Propiedades: El cloro presente en la naturaleza se forma de los isótopos estables de masa 35 y
37; se han preparado artificialmente isótopos radiactivos. El gas diatómico tiene un peso
molecular de 70.906. El punto de ebullición del cloro líquido (de color amarillo-oro) es –34.05ºC
a 760 mm de Hg (101.325 kilopascales) y el punto de fusión del cloro sólido es –100.98ºC.
Nombre: Cloro Símbolo: Cl
Período: 3 Grupo: VIIA (halógenos)
Bloque: p (representativo) Valencias: -1, +1, +3, +5, +7
3s2
3p5
(kJ/mol):1251
(kJ/mol): 349
Densidad (g/cm3
): 0,003214 (0
ºC)
Color: Amarillo-verdoso
Volumen atómico
(cm3
/mol): 17,39

pág. 48
 Electrólisis de cloruros o del ácido clorhídrico. Se obtiene como
subproducto de la obtención de metales alcalinos y alcalino-térreos.
Aplicaciones
 Potabilizar y depurar el agua para consumo humano.
 Producción de papel, colorantes ,textiles, productos derivados del petróleo,
antisépticos, insecticidas, medicamentos, disolventes, pinturas, plásticos, etc.
 En grandes cantidades, el cloro es consumido, para: productos sanitarios,
blanqueantes, desinfectantes y productos textiles.
 Producción de ácido clorhídrico, cloratos (usados como oxidantes, fuentes
de oxígeno en fósforos en explosivos), cloroformo y tetracloruro de carbono
(estas dos últimas sustancias se emplean para obtener refrigerantes,
propulsores y plásticos).
 En la extracción de bromo.
3. Bromo
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,

pág. 49
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.
Los estados de valencia más estables de las sales de bromo son 1- y 5+, aunque también
se conocen 1+, 3+ y 7+. Dentro de amplios límites de temperatura y presión, las moléculas
en el líquido y el vapor son diatómicas Br2, con un peso molecular de 159.818. Hay dos
isótopos estables (79
Br y 81
Br) que existen en la naturaleza en proporciones casi idénticas,
de modo que el peso atómico es de 79.909.
 Oxidación de bromuros con cloro. El bromo que se obtiene se
condensa, destila y deseca.
Nombre: Bromo Símbolo: Br
(uma): 79,904
Bloque: p (representativo) Valencias: -1, +1, +3, +5,
+7
3d10
4s2
4p5
Radio iónico (Å): 1,95 (-1), 0,39
(+7)
(kJ/mol): 1140
(kJ/mol): 325
Densidad (g/cm3
): 3,113 Color: Marrón-rojizo
Punto de fusión (ºC): - 7 P. de ebullición (ºC): 58
Volumen atómico
(cm3
/mol): 23,5

pág. 50
 En el laboratorio se obtiene por acción del ácido sulfúrico sobre
bromuro potásico con dióxido de manganeso comocatalizador.
Aplicaciones
 Su principal aplicación es la obtención del 1,2-dibromoetano, CH2Br-
CH2Br, que se añade a la gasolina para evitar que los óxidos de plomo
se depositen en los tubos de escape, ya que reacciona con el plomo
para formar dibromuro de plomo, volátil, que sale al aire y provoca
graves problemas de salud. La reducción del plomotetraetilo
(antidetonante) en las gasolinas ha afectado seriamente a la producción
de bromo.
 El bromuro de metilo se emplea como fumigante.
 El hexabromobenceno y el hexabromociclododecano se emplean como
agentes antiinflamables.
 El bromo se emplea en la fabricación de fibras artificiales.
 El bromo se usa para la desinfección de aguas de piscinas.
 Los bromuros inorgánicos (bromuro de plata) se emplean en fotografía.

pág. 51
4. 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 facilidadcon
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.
Nombre: Yodo Símbolo: I
(uma): 126,9045
Bloque: p (representativo) Valencias: -1, +1, +3, +5,
+7
Configuración
electrónica: [Kr] 4d10
5s2
5p5
Radio iónico (Å): 2,16 (-1),
0,50 (+7)
(kJ/mol):1008
(kJ/mol): 295
Densidad (g/cm3
): 4,930 Color: Negro-violeta
Volumen atómico
(cm3
/mol): 25,72

pág. 52
 Mediante reacción química del yodato de calcio con dióxido de
azufre.
 Por extracción de las cenizas de algas.
 Para obtenerlo ultrapuro se hace reaccionar yoduro potásico con
sulfato de cobre.
Aplicaciones
 El yodo se emplea como desinfectante de aguas, catalizador en la fabricación de
gomas y colorantes.
 El yoduro de plata se emplea en fotografía.
 Se emplea en medicina: ingestión de yoduros y tiroxina (que contiene yodo), el
agua de yodo se emplea como desinfectante de heridas.
 Se adiciona, en forma de yoduro, a la sal de mesa, para evitar carencias
alimentarias y posibles problemas de bocio.

pág. 53
5.Ástato
Elemento químico con símboloAt 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 isótopocon mayor tiempo de vida es el 210
At, el
cual decae en un tiempo de vida media de sólo 8.3 h. Es improbable que una forma más
estable, o de vida más larga, pueda encontrarse en la naturaleza o prepararse en forma
artificial. El isótopo más importante es el 211
At y se utiliza en marcaje isotópico. El ástato se
encuentra en la naturaleza como parte integrante de los minerales de uranio, pero sólo en
cantidades traza de isótopos de vida corta, continuamente abastecidos por el lento
decaimiento del uranio. La cantidad total de ástato en la corteza terrestre es menor que 28
g (1 onza).
Nombre: Astato Símbolo: At
(uma): (209,99)
Bloque: p (representativo) Valencias: -1, +1, +5
4f14
5d10
6s2
6p5
Radio iónico (Å): - Radio covalente (Å): -
(kJ/mol): 930
(kJ/mol): 270
Densidad (g/cm3
): - Color: -
Punto de fusión (ºC): (302)
estimado
Punto de ebullición
(ºC): -
/mol): -

pág. 54
 Se obtiene de la misma manera en que se hizo
inicialmente, es decir, bombardeandoel isótopo 209-Bi
con partículas alfa.
Aplicaciones
 No tiene.

pág. 55
Bibliografía
 http://www.lenntech.es/periodica/elementos/at.htm
 http://www.quimicaweb.net/tablaperiodica/paginas/astato.H
TM
 http://www.fullquimica.com/2011/11/tabla-periodica-grupo-va-
nitrogenoides.html

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