Descripcion de la tabla periodica y los grupos IVA-VA-VIA-VIIA

1. ELEMENTOS DE LA TABLA PERIODICA
GRUPOS: CUATRO-A,CINCO-A,SEIS-A Y SIETE –A
MARIA CAMILA SUAREZ VELA
QUIMICA
DIANA FERNANDA JARAMILLO
EXALUMNAS DE LA PRESENTACION
2018

2. INTRODUCCION
Este trabajo contiene características fijas, generales y especificas de cada uno
de los grupos cuatro-A, cinco-A, seis-A, siete-A incluidos en la tabla periódica.
HISTORIA DEL LA TABLA PERIODICA
Los seres humanos siempre hemos estado tentados a encontrar una
explicación a la complejidad de la materia que nos rodea. Al principio se
pensaba que los elementos de toda materia se resumían al agua, tierra,
fuego y aire. Sin embargo al cabo del tiempo y gracias a la mejora de las
técnicas de experimentación física y química, nos dimos cuenta de que la
materia es en realidad más compleja de lo que parece. Los químicos del siglo
XIX encontraron entonces la necesidad de ordenar los nuevos elementos
descubiertos. La primera manera, la más natural, fue la de clasificarlos por
masas atómicas, pero esta clasificación no reflejaba las diferencias y
similitudes entre los elementos. Muchas más clasificaciones fueron
adoptadas antes de llegar a la tabla periódica que es utilizada en nuestros
días.
Chancourtois y Newlands
En 1862 Chancourtois, geólogo francés, pone en evidencia una cierta
periodicidad entre los elementos de la tabla. En 1864 Chancourtois y
Newlands, químico inglés, anuncian la Ley de las octavas: las propiedades se
repiten cada ocho elementos. Pero esta ley no puede aplicarse a los
elementos más allá del Calcio. Esta clasificación es por lo tanto insuficiente,
pero la tabla periódica comienza a ser diseñada.
Meyer
En 1869, Meyer, químico alemán, pone en evidencia una cierta periodicidad
en el volumen atómico. Los elementos similares tienen un volumen atómico
similar en relación con los otros elementos. Los metales alcalinos tienen por
ejemplo un volumen atómico importante.

3. Mendeleïev
En 1869, Mendeleïev, químico ruso, presenta una primera versión de su tabla
periódica en 1869. Esta tabla fue la primera presentación coherente de las
semejanzas de los elementos. El se dio cuenta de que clasificando los
elementos según sus masas atómicas se veía aparecer una periodicidad en lo
que concierne a ciertas propiedades de los elementos. La primera tabla
contenía 63 elementos.

4. MARCO TEORICO
Periodos, grupos, clases y bloques en la tabla periódica.
PERIODOS.- Son los renglones o filas horizontales de la tabla periódica.
Actualmente se incluyen 7 periodos en la tabla periódica.
GRUPOS.- Son las columnas o filas verticales de la tabla periódica. La tabla
periódica consta de 18 grupos. Éstos se designan con el número progresivo,
pero está muy difundido el designarlos como grupos A y grupos B numerados
con con números romanos. Las dos formas de designarlos se señalan en la
tabla periódica mostrada al inicio del tema.
CLASES.- Se distinguen 4 clases en la tabla periódica:
ELEMENTOS REPRESENTATIVOS:
Están formados por los elementos de
los grupos "A".
ELEMENTOS DE TRANSICIÓN:
Elementos de los grupos "B", excepto
lantánidos y actínidos.
ELEMENTOS DE TRANSICIÓN
INTERNA:
Lantánidos y actínidos.
GASES NOBLES: Elementos del grupo VIII A (18)
ELEMENTOS DE TRANSICIÓN:
Elementos de los grupos "B", excepto
lantánidos y actínidos.
ELEMENTOS DE TRANSICIÓN
INTERNA:
Lantánidos y actínidos.
GASES NOBLES: Elementos del grupo
VIIIA(18)
Elementos del grupo VIII A (18)
BLOQUE"s"
GRUPOS IA Y IIA

5. BLOQUE
"p"
GRUPOS III A al VIII A
BLOQUE
"d"
ELEMENTOS DE
TRANSICIÓN
BLOQUE
"f"
ELEMENTOS DE
TRANSICIÓN INTERNA

6. GRUPOS DE LA TABLA PERIODICA
Los grupos se clasifican como:
-Los grupos 1 y 2 están compuestos por los elementos metálicos.
-Los grupos del 3 al 12, se encuentran formados por los metales de
transición.
-Los grupos del 13 al 17, están constituidos por los elementos no metálicos y
los semimetálicos.
-El grupo 18 se constituye por los gases nobles.
Los elementos conocidos como, representativos, forman los grupos de
número 1,2 y del 13 al 18. Estos grupos a menudo reciben nombres
especiales:
 Grupo nº 1: Alcalinos, configuración electrónica, ns^1
 Grupo nº 2: Alcalinotérreos, configuración electrónica, ns^2
 Grupo nº 16: Calcógenos, configuración electrónica, ns^2 np^4
 Grupo nº17: Halógenos, configuración electrónica, ns^2 np^5
 Grupo nº18: Gases nobles, configuración electrónica, ns^2 np^6
El resto de los grupos se denominan:
 Grupo 3: Familia del Escandio
 Grupo 4: Familia del Titanio
 Grupo 5: Familia del Vanadio
 Grupo 6: Familia del Cromo
 Grupo 7: Familia del Manganeso
 Grupo 8: Familia del Hierro
 Grupo 9: Familia del Cobalto
 Grupo 10: Familia del Níquel
 Grupo 11: Familia del Cobre
 Grupo 12: Familia del Zinc
 Grupo 13: Térreos
 Grupo 14: Carbonoideos
 Grupo 15: Nitrogenoides
Entre los metales de transición se encuentran los elementos conocidos
como “tierras raras” o metales de transición interna, grupos que también
tienen nombres específicos, lantánidos y actínidos, que generalmente se

7. escriben separados del resto de la tabla, en dos filas de catorce columnas
cada uno.
En los elementos de transición, hay un electrón diferenciador que ocupa el
orbital d, y los elementos de transición interna poseen un orbital f. Las
configuraciones electrónicas de estos grupos de elementos no es rígida y
regular como puede serlo en los elementos más representativos, existiendo
muchas excepciones.
GRUPOS IV-A – VII-A
GRUPO IV
FAMILIA DEL CARBONO
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.

8. 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 químicas
a continuación un breve resumen de cada uno de los elementos de este
grupo.
Propiedades químicas
Al igual que otros grupos, los miembros de esta familia poseen similitudes en
su configuración electrónica, ya que poseen la misma cantidad de electrones
en el último nivel o subnivel de energía. Eso explica las similitudes en sus
comportamientos químicos.
Cada uno de los elementos de este grupo tiene 4 electrones en su capa más
externa. En la mayoría de los casos, los elementos comparten sus electrones;
la tendencia a perder electrones aumenta a medida que el tamaño del átomo
aumenta. El carbono es un no metal que forma iones negativos bajo forma
de carburos (4-). El silicio y el germanio son metaloides con número de
oxidación +4. El estaño y el plomo son metales que también tienen un estado
de oxidación +2. El carbono forma tetrahaluros con los halógenos. El carbono
se puede encontrar bajo la forma de tres óxidos: dióxido de
carbono (CO2), monóxido de carbono(CO) y dióxido de tricarbono (C3O2).El
carbono forma disulfuros y diselenios.1
El silicio forma dos hidruros: SiH4 y Si2H6. El silicio forma tetrahaluros de silicio
con flúor, cloro e yodo. El silicio también forma un dióxido y un disulfuro.La
fórmula química del nitruro de silicio es Si3N4.2
El germanio forma dos hidruros: GeH4 y Ge2H6. El germanio también fomrma
tetrahaluros con todos los halógenos, excepto con el astato y forma di
dihaluros con todos los halógenos excepto con el bromo y el astato. El
Germanio también forma dióxidos, disulfuros y diselenios.
El estaño forma dos hidruros: SnH4 y Sn2H6. El estaño forma tetrahaluros y
dihaluros con todos los halógenos menos con el Astato.

9. El plomo forma hidruros bajo la forma de PbH4. Forma dihaluros y
tetrahaluros con el flúor y con el cloro. También forma tetrabromuros y
dihioduros.
Alótropos
El carbono posee varios alótropos. El más común es el grafito, que es el
carbono en forma de hojas apiladas. Otra forma de carbono es el diamante.
Una tercera forma alotrópica del carbono es el fullereno, que tiene la forma
de láminas de átomos de carbono dobladas que forman una esfera. Un
cuarto alótropo del carbono, descubierto en 2003, sellama grafeno, y está en
forma de una capa de átomos de carbono dispuestos en forma similar a la de
un panal.45
El silicio tiene dos alótropos, el amorfo y el cristalino. El alótropo amorfo es
un polvo marrón, mientras que el alótropo cristalino es gris y tiene un brillo
metálico.6
El estaño tiene dos alótropos: α-estaño, también conocido como estaño gris,
y β-estaño. El estaño se encuentra típicamente en la forma β-estaño. Sin
embargo a presión normal el β-estaño se convierte a α-estaño, pasando de
un metal plateado a un polvo gris, a temperaturas inferiores a los 56º
Fahrenheit. Esto puede hacer que los objetos de estaño a temperaturas bajas
se desmoronen en un proceso conocido como "la pudrición del estaño".
Núcleo atómico
Al menos dos de los elementos del grupo IV (estaño y plomo) tienen núcleo
mágicos, lo que significa que estos elementos son más comunes y más
estables que los elementos metálicos que no tiene un núcleo mágico.
Isótopos
Existen 15 isótopos conocidos de carbono. De ellos, tres son de origen
natural. El más común de todos ellos es el carbono-12 estable, seguido por el
carbono-13 estable.3
El carbono-14 es un isótopo radiactivo natural con una
vida media de 5.730 años.
Se han descubierto 23 isótopos de silicio, cinco de ellos son de origen natural.
El más común es de silicio-28 estable, seguido de silicio-29 estable y estable
de silicio-30. Silicio-32 es un isótopo radiactivo que se produce naturalmente
como un resultado de la desintegración radiactiva de los actínidos. Silicio-34

10. también se produce de forma natural como resultado de la desintegración
radiactiva de los actínidos.
Hasta el momento se han descubierto 32 isótopos de Germanio, cinco de
ellos son de origen natural. El más común es el isótopo estable de germanio-
74, seguido por el isótopo estable de germanio-72, el isótopo estable de
germanio-70, y el isótopo estable de germanio-73. El isótopo de germanio-76
es un radioisótopo.
Se han descubierto 40 isótopos de estaño, 14 de ellos se producen en la
naturaleza. El más común es el isótopo estable estaño-120, seguido por el
isótopo estable estaño-118, el isótopo estable estaño-116, el isótopo estable
estaño-119, el isótopo estable estaño-117, el radioisótopo estaño-124, el
isótopo estable estaño-122m el isótopo estable estaño-112 y el isótopo
estable estaño-114. El estaño también tiene cuatro radioisótopos que se
producen como resultado de la desintegración radiactiva de uranio. Estos
isótopos son el estaño-121, estaño-123, estaño-125, y el estaño-126.
Se han descubierto 38 isótopos de plomo, 9 de ellos son de origen natural. El
isótopo más común es el radioisótopo plomo-208, seguido por el plomo-206,
el radioisótopo plomo-207, y el radioisótopo plomo-204. Cuatro isótopos de
plomo se producen a partir de la desintegración radiactiva del uranio y el
torio. Estos isótopos son el plomo-209, el plomo-210, el plomo-211 y plomo-
212.
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 y su estructura
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

11. 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: 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.
carbono y diamante en forma alotrópica
Estados alotrópicos: Se conocen cinco formas alotrópicas del carbono, una
de las formas como encontramos el carbono es el grafito el grafito tienen
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

12. en diferente forma, su textura, fuerza y color son diferentes.
2. Silicio: 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.
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

13. 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 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
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.

14. 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.
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

15. 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.
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 de sus características más
llamativas es que bajo determinadas condiciones forma la peste del estaño.
Formas alotrópicas: El estaño puro tiene dos
variantes alotrópicas: El estaño gris, polvo no
metálico, conductor, de estructura cúbica y
estable a temperaturas inferiores a 13,2 °C,
que es muy frágil y tiene un peso específico
más bajo que el blanco.
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 para la soldadura blanda, aleado
con plomo. Se usa en aleación con plomo para fabricar la lámina de los tubos

16. 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 fabricación de los esmaltes cerámicos. Su función es la
siguiente: en baja y en alta es un o pacificante. En alta la proporción del
porcentaje es más alto que en baja temperatura.
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.
Características: 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.

17. 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.
GRUPO V
FAMILIA DEL NITROGENO
 Nitrógeno (N)
 Fósforo (P)
 Arsénico (As)
 Antimonio (Sb)
 Bismuto (Bi)
El nitrógeno es un gas que forma el 78%
del aire. Comercialmente, del nitrógeno
gaseoso (N2) se produce amoniaco, que es
un componente común de fertilizantes y
limpiadores caseros.

18. Estos elementos componen el 0,33% en masa de la corteza terrestre y muy
pocas veces se hallan nativos en la naturaleza y generalmente se encuentran
en forma de compuestos ya sea óxidos, sulfuros, fosfatos, entre otros.
Mediante la reducción de los óxidos con carbono o por calcinación y
reducción de los sulfuros, se pueden obtener los mismos.
El único elemento metálico del grupo, el bismuto, está clasificado en la tabla
periódica como “otros metales” junto a los metales de los grupos 13 y 14 .
Poseen cinco electrones en su nivel energético más externo y presentan la
siguiente configuración electrónica: ns2
np3
(2 electrones s y 3 electrones p),
exhibiendo los siguientes estados de oxidación: +3, +5 y -3. A medida que
crece el número atómico, prevalecerá el estado de oxidación +3.
PROPIEDADES
 Son muy reactivos a altas temperaturas
 No reaccionan con el agua
 No reaccionan con ácidos no oxidantes
 Reaccionan con ácidos oxidantes a excepción del nitrógeno.
 Forman óxidos con número de oxidación +3 y +5, a excepción del
nitrógeno que forma óxidos entre los rango +1 y +5.
 Los hidróxidos que forman disminuyen su acidez a medida que se
desciende en el grupo, siendo básico el hidróxido de bismuto (III).
 El bismuto reacciona con el oxígeno y con halógenos, produciendo
bismita y bismutina entre otros compuestos.
Los metaloides o semimetales de este grupo son
el arsénico y antimonio. Estos elementos se asemejan a los metales en sus
propiedades físicas, pero se comportan químicamente como un no metal. El
arsénico es metaloide sólido y tóxico de color gris metálico que presenta tres
formas alotrópicas:
El arsénico gris metálico: es la forma más estable de las tres y es un buen
conductor del calor pero bastante malo conductor de electricidad.

19. El arsénico amarillo: Es enormemente volátil y más reactivo que el arsénico
gris metálico y manifiesta fosforescencia a temperatura ambiente.
El arsénico negro: Presenta propiedades intermedias entre las formas
anteriores.
De igual manera, el antimonio es un semimetal que en su forma elemental es
un sólido cristalino de color blanco plateado, fundible, frágil, con una escasa
conductividad de calor y electricidad que se evapora a bajas
temperaturas. Este metaloide presenta cuatro formas alotrópicas:
Antimonio blanco azulado: es su forma más estable y metálica
Antimonio negro: Inestable y no metálico
Antimonio amarillo: Inestable y no metálico
APLICACIÓN
Nitrógeno
El nitrógeno es un gas diatónico que presenta una gran cantidad de
aplicaciones industriales.
El gas nitrógeno se emplea usualmente en la parte superior de los explosivos
líquidos para evitar que estallen. En menor escala se utiliza para inflar los
neumáticos o llantas de los aviones y los automóviles. Aunque, en los
automóviles comerciales es usual emplear aire normal.
 En la fabricación de piezas eléctricas tales como transistores, diodos y
circuitos integrados.
 En la elaboración de acero inoxidable.
 Para disminuir el peligro de incendio en los sistemas militares de
combustible de aeronaves.
 Se emplea como una alternativa al dióxido de carbono en la
presurización de cerveza.
 En la industria alimentaria se emplea para conservar los alimentos
envasados alinterrumpir la oxidación de los mismos. Por ejemplo, para
inflar los envoltorios que contienen alimentos, como los de frituras, y
así mantenerlos frescos más tiempo.

20.  En medicina el nitrógeno es un elemento importante de casi todas las
drogas farmacológicas. El óxido nitroso comúnmente llamado “gas de
la risa” se utiliza como un anestésico.
Por su parte, el nitrógeno en su forma líquida, es usado en gastronomía para
cocinar al frío los alimentos. Con la técnica del nitrógeno líquido se puede
acelerar la cocción para descartar los procesos bacterianos y para reducir que
las pérdidas de propiedades organolépticas generen un deterioro. También
se utiliza en la preparación de helados.
Fósforo
Al igual que el nitrógeno, el fósforo presenta un sinfín de aplicaciones. De
hecho el fósforo es un componente importante del ADN y ARN y es un
nutriente fundamental para las plantas, por lo cual se agrega a los
fertilizantes para su elaboración.
El fósforo rojo se emplea en la fabricación de cerillos, fósforos de seguridad,
cohetes y en la elaboración de acero.

21. Arsénico
El arsénico en su forma metálica es usado en aleaciones con cobre y plomo
en la fabricación de baterías para automóviles, ya que le proporciona dureza
y fortalecimiento a la misma. También se emplea en la industria electrónica
en dispositivos semiconductores para elaborar láseres.
Otro tipo de aleación es mezclado en pequeñas cantidades con el alfa latón
para que sea más duro y resistente a la lixiviación de zinc. El alfa latón se
emplea para elaborar piezas de tuberías u otros artículos que están en
contacto constante con el agua.
Este metaloide es ampliamente usado en la fabricación de pesticidas,
herbicidas e insecticidas, aunque actualmente se ha estado prohibiendo por
su alta toxicidad.
APLICACIONES INDUSTRIALES
 El trifluoruro de antimonio se utiliza para la fluoración
 El pentacloruro de antimonio se emplea en la cloración
 El tricloruro de antimonio se aprovecha como un catalizador para
reacciones de polimerización, craqueo y en la cloración. También es un
reactivo utilizado en la prueba de Carr-Price para determinar la
vitamina A y otros carotenoides.
 El óxido de antimonio III es usado como retardante de la llama de
plásticos, catalizador para fibras plásticas, pigmentos, fritas cerámicas
y ciertos minerales.
 El doble tartrato de antimonio y potasio se utiliza en el campo de la
medicina
 El sulfuro de antimonio rojo se emplea en equipos de seguridad y en el
vulcanizado del caucho.
 El isótopo radiactivo Sb-124 seutiliza como trazador en los oleoductos.
 La mezcla de óxido y sulfuro de antimonio se usa como tinte amarillo
para el vidrio y la cerámica.

22. Bismuto
Este metal es usado en aleaciones debido a que presentan baja temperatura
de fusión por lo cual lo hace idóneo para ser empleado abundantemente en
la detección de incendios y dispositivos de supresión del sistema de
seguridad.
Sus aleaciones también son usadas en esmaltes cerámicos, plomadas de
pesca, aparatos de procesamiento de alimentos, en plomería, soldaduras,
entre otros.
Las aleaciones de bismuto han tenido un auge comercial importante ya que
se emplea como reemplazo del tóxico plomo.
Los compuestos de bismuto poseen una variedad de usos en cosméticos, por
ejemplo el oxicloruro de bismuto, usualmente es empleado como pigmento
en sombras de ojos, espray para el cabello y esmalte para uñas.
Moscovium
Al igual que muchos elementos radiactivos y sintéticos, al producirse en
pequeñas cantidades y conocerse muy poco sobre ellos, no posee uso
comercial. Por lo tanto, es empleado en menor medida en la investigación
científica.

23. GRUPO VIA
GRUPO DEL OXIGENO
Tienen seis electrones en el último nivel con la configuración electrónica
externa ns2
np4
. Los tres primeros elementos, el oxígeno, azufre y selenio son
no metales y los dos últimos el telurio y polonio son metaloides.
Por encontrarse en el extremo derecho de la Tabla Periódica es
fundamentalmente no-metálico; aunque, el carácter metálico aumenta al
descender en el grupo .
Como en todos los grupos, el primer elemento, el oxígeno, presenta un
comportamiento anómalo, ya que al no tener orbitales d en la capa de
valencia, sólo puede formar dos enlaces covalentes simples o uno doble,
mientras que los restantes elementos pueden formar 2, 4 y 6 enlaces
covalentes.
Propiedades
La configuración electrónica de los átomos de los elementos del grupo VIA en
la capa de valencia es: ns2
np2+1+1
. El oxígeno, cabeza de grupo, presenta,
igual que en el caso del flúor, unas características particulares que le
diferencian del resto (Principio de singularidad). Posibles formas de
actuación:

24.  El oxígeno es un gas diatómico. El azufre y el selenio forman moléculas
octa-atómicas S8 y Se8
 El telurio y el polonio tienen estructuras tridimensionales.
 El oxígeno, azufre, selenio y telurio tienden a aceptar dos electrones
formando compuestos iónicos. Estos elementos también pueden formar
compuestos moleculares con otros no metales, en especial el oxígeno.
 El polonio es un elemento radioactivo, difícil de estudiar en el laboratorio.
El alto valor de los potenciales de ionización, pero sobre todo el alto poder
polarizante de sus cationes (debido a su pequeño tamaño) hacen que sólo el
polonio dé lugar a sales . Sin embargo, sí que se conocen sales de cationes
poliatómicos.
Ganancia de electrones
Pueden actuar como aniones dinegativos, -2 , nunca mononegativos, ya que
la mayor energía de red de los compuestos resultantes compensa el valor
desfavorable de la electroafinidad. Dado que el tamaño del anión -2 crece
conforme se desciende en el grupo, también lo hace su polarizabilidad, de
modo que los sulfuros, seleniuros y telururos poseen un marcado carácter
covalente que aumenta en dicho sentido. Se conocen también polianiones
Eln2-
.
Compartición de los electrones
Caben dos posibilidades:
 Formación de dos enlaces σ sencillos.
 Formación de un enlace doble σ + π.
El segundo caso sólo se da cuando los dos átomos implicados son de
pequeño tamaño (o en todo caso uno de ellos de tamaño moderado), ya que
la eficacia de los solapamientos laterales de orbitales (enlaces π) decrece
muy rápidamente conforme aumenta la distancia internuclear, mientras que
la eficacia del solapamiento frontal σ, lo hace más lentamente.
Estado natural

25. Oxígeno
El oxígeno es el elemento más abundante en el planeta tierra. Existe en
estado libre, como O2, en la atmósfera (21% en volumen), pero también
combinado en el agua y formando parte diversos óxidos y oxosales, como
silicatos, carbonatos, sulfatos, etc.
En condiciones ordinarias el oxígeno se presenta en dos formas alotrópicas,
el dioxígeno y el ozono, de los cuales sólo el primero es termodinámicamente
estable.
A diferencia del oxígeno, que se presenta en su variedad más estable como
molécula diatómica O2 derivada de un enlace doble, los demás presentan
estructuras derivadas de enlaces sencillos. Esto es debido a la disminución de
la eficacia del solapamiento lateral a medida que aumenta el tamaño de el.
Obtención
Industrialmente, se obtiene de la destilación fraccionada del aire líquido. A
escala de laboratorio, existen diversos métodos de obtención:
1) Electrólisis de disoluciones acuosas alcalinas.
2) Descomposición catalítica de H2O2.
3) Descomposición térmica de cloratos.
Azufre
El azufre se encuentra: nativo (en zonas volcánicas y en domos de sal) ó
combinado, en sulfatos, sulfuros (sobre todo pirita, FeS2) y sulfuro de
hidrógeno (acompañando al petróleo).
Variedades alotrópicas y sus propiedades físicas:
 En estado sólido.
Variedades rómbica y monoclínica (anillos S8), azufre plástico (cadenas Sn).
 En estado líquido.

26. Anillos S8 y cadenas de longitud variable.
 En fase gas.
Cicloazufre, cadenas Sn (n = 3-10), S2
Selenio
El selenio presenta tres formas alotrópicas:
 Se rojo: constituido por moléculas Se8.
 Se negro: anillos Sen con n muy grande y variable (forma amorfa).
 Se gris: de estructura similar a la del azufre plástico. Este alótropo
presenta aspecto metálico (es un semimetal) y es fotoconductor.
Teluro
Presenta una única variedad alotrópica, el Te gris, similar al Se gris. Tiene un
carácter más metálico que el anterior.
Polonio
Presenta dos alótropos: cúbico simple y romboédrico, en los que que cada
átomo está directamente rodeado por seis vecinos a distancias iguales
(d0=355pm). Ambos alótropos tienen carácter metálico.
Los elementos de este grupo muestran una transición paulatina desde las
propiedades típicamente covalentes en la parte alta del grupo hasta las
típicamente metálicas del elemento más pesado; y constituyen un excelente
ejemplo de como los modelos de enlace covalente y metálico son,
únicamente, casos extremos imaginarios de una situación real más compleja
de interpretar. Este aumento se pone de manifiesto no solo en la variación
progresiva de sus propiedades físicas y químicas sino también en cambios en
sus estructuras.
Reactividad
Oxígeno
 Reactividad con los principales elementos de la tabla periódica.
 Relación entre reactividad y estructura del elemento.

27. Ozono
Mayor reactividad del ozono, tanto desde el punto de vista termodinámico
como cinético. La gran diferencia de reactividad entre los dos alótropos
del oxígeno pone de manifiesto que las propiedades químicas dependen del
estado elemental.
Resto del grupo
La reactividad del resto de los calcógenos va siendo cada vez menor a medida
que descendemos en el grupo.
 Reactividad con elementos y compuestos.
 Reactividad en disolución acuosa: se comportan como oxidantes bastante
buenos debido a la general insolubilidad de los calcogenuros, que retiran
de inmediato iones. El2-
del medio, favoreciendo la reacción. También se
pueden comportar como reductores, pasando a estados de oxidación
formal positivos.
Aplicaciones
Los elementos del grupo vi a, conocidos como la familia del grupo
del oxígeno, comprenden al oxigeno (o), azufre (s), selenio (se), telurio (te) y
polonio (po). aunque todos ellos tienen seis electrones de valencia, sus
propiedades varian de no metalicas a metalicas en cierto grado, conforme
aunmenta el numero atomico.
 Oxígeno: Como oxígeno molecular (O2 ) se utiliza en la industria del acero,
en el tratamiento de aguas negras, en el blanqueado de pulpa y papel, en
sopletes oxiacetilénicos, en medicina y en numerosas reacciones como
agente oxidante.
El oxigeno gaseoso, O2 es fundamental para la vida; es necesario para
quemar los combustibles fosiles y obtener asi energia, y se requiere durante
el metabolismo urbano para quemar carbohidratos. en ambos procesos, los
productos secundarios son dióxido de carbono y agua. el oxigeno constituye

28. el 21 % en volumen del aire y el 49.5 % en peso de la corteza terrestre. La
otro forma alotropica del oxigeno es el ozono, cuya formula es o3 es mas
reactivo que el oxigeno ordinario y se puede formar a partir de oxigeno en un
arco electrico, como el descargador a distancia de un motor electrico,
tambien se puede producir ozono por la acción de la luz ultravioleta sobre el
oxigeno; esto explica el aroma " fresco del aire durante las tormentas
electricas".
 Azufre: El azufre es el segundo elemento no metal del grupo. a
temperatura ambiente es un solido amarillo palido que se encuentra libre
en la naturaleza. lo conocían los antiguos y se le menciona en el libro del
genesis como piedra de azufre. las moléculas de azufre contienen ocho
atomos de azufre conectados a un anillo; su formula es s8 . el azufre tiene
una importancia especial en la manufactura de neumáticos de hule y
acido sulfurico, H2SO4 . Otros compuestos de azufre son importantes para
blanquear frutos y granos
Se usa en muchos procesos industriales como la producción de ácido
sulfúrico (sustancia química más importante a nivel industrial), en la
fabricación de pólvora y el vulcanizado del caucho. Algunos compuestos
como los sulfitos tienen propiedades blanqueadoras, otros tienen uso
medicinal (sulfas, sulfato de magnesio). También se utiliza en la elaboración
de fertilizantes y como fungicida.
 Selenio: El selenio es un no metal que presenta interesantes propiedades
y usos. la conductividad de este elemento aumenta con la intensidad de la
luz. a causa de esta fotoconductividad, el selenio se a utilizado en los
medidores de luz para cámaras fotográficas y en fotocopiadoras, pero la
preocupación que origina su toxicidad ha hecho que disminuya su uso. el
selenio también puede convertir la corriente electrica alterna en corriente
directa; se ha utilizado en rectificadores, como los convertidores que se
usan en los radios y grabadores portátiles, y en herramientas eléctricas
recargables. el color rojo que el selenio imparte al vidrio lo hace útil en la
fabricación de lentes para señales luminosas.
Se utiliza básicamente en electricidad y electrónica, como en células solares y
rectificadores. Se añade a los aceros inoxidables y es catalizador de
reacciones de deshidrogenación. Algunos compuestos se emplean en la

29. fabricación del vidrio y esmaltes. Los sulfuros se usan en medicina veterinaria
y champús. El dióxido de selenio es un catalizador muy utilizado en
reacciones de oxidación, hidrogenación y deshidrogenación de compuestos
orgánicos.
 Telurio: El telurio, tiene aspecto metalico, pero es un metaloide en el que
predominan las propiedades no metalicas. se emplea en semiconductores
y para endurecer las placas de los acumuladores de plomo y el hierro
colado. se presenta en la naturaleza en diversos compuestos, pero no es
abundante. el polonio es un elemento radiactivo poco comun que emite
radiación alfa y gama; su manejo es muy peligroso. los usos de este
elemento se relacionan con su radiactividad, y fue descubierto por marie
curie, quien le dio este nombre en honor a su natal polonia.
Se emplea para aumentar la resistencia a la tensión en aleaciones de cobre y
plomo y en la fabricación de dispositivos termoeléctricos. También se utiliza
como agente vulcanizador y en la industria del vidrio. El telurio coloidal es
insecticida y fungicida.
 Polonio: los isótopos constituyen una fuente de radiación alfa. Se usan en
la investigación nuclear. Otro uso es en dispositivos ionizadores del aire
para eliminar la acumulación de cargas electrostáticas.
GRUPO VIIA

30. Los halógenos ( formador de sales) son los elementos químicos que forman
el grupo 17 (XVII A, utilizado anteriormente) o grupo VII A de la tabla
periódica: flúor (F), cloro (Cl), bromo (Br), yodo (I), astato (At) y téneso (Ts).
Este último también está en los metales del bloque f.
En estado natural se encuentran como moléculas diatómicas químicamente
activas [X2]. Para llenar por completo su último nivel energético (s2
p5
)
necesitan un electrón más, por lo que tienen tendencia a formar
un ion mononegativo, X-
.Este ion se denomina haluro; las sales que lo
contienen se conocen como haluros. Poseen una electronegatividad ≥ 2,5
según la escala de Pauling, presentando el flúor la mayor electronegatividad,
y disminuyendo ésta al bajar en el grupo. Son elementos oxidantes
(disminuyendo esta característica al bajar en el grupo), y el flúor es capaz de
llevar a la mayor parte de los elementos al mayor estado de oxidación.
CARACTERISTICAS
Los halógenos muestran tendencias en su energía de enlace de arriba abajo
en la tabla periódica con fluoruro mostrando una desviación mínima.
Muestran tener una energía de enlace fuerte con otros átomos pero
interacciones débiles con la molécula diatómica de F2. Lo cual significa que a
medida en que se desciende en la tabla periódica la reactividad del elemento
disminuye por el aumento en el tamaño del átomo.1
Los halógenos son altamente reactivos, por lo que pueden ser dañinos para
organismos biológicos en suficientes cantidades. Su alta reactividad se debe a
la alta electronegatividad que sus átomos presentan por sus cargas nucleares
altamente efectivas. Los halógenos tienen 7 electrones de valencia en su
capa de energía externa por lo que al reaccionar con otro elemento
satisfacen la regla del octeto. Fluoruro es el más reactivo de los elementos,
ataca a materiales inertes como el vidrio y forma compuestos con los gases
nobles inertes. Es un gas corrosivo y altamente tóxico. Capa de energía
externa por lo que al reaccionar con otro elemento satisfacen la regla del
octeto. Fluoruro es el más reactivo de los elementos, ataca a materiales
inertes como el vidrio y forma compuestos con los gases nobles inertes. Es un
gas corrosivo y altamente tóxico.

31. PROPIEDADES
Los halógenos forman moléculas diatómicas homonucleares (no comprobado
con ástato). Debido a sus fuerzas intermoleculares relativamente débiles el
cloro y el fluór forman parte del grupo de “gases elementales”.
Entre los compuestos formados por halógenos se encuentran los haluros de
hidrógeno, haluros metálicos, interhalógenos.
Todos los haluros de hidrógeno: HX, son gases a 298K y tienen un olor ácido
intenso. La combinación directa de H2 y X2 para formar HX solo puede
utilizarse en la síntesis de cloruro y bromuro. El fluoruro de hidrógeno se
prepara tratando los fluoruros adecuados con H2SO4 concentrado y las
reacciones análogas preparan HCl. Las reacciones análogas con bromuros y
yoduros tienen como resultado la oxidación parcial de HBr o HI a Br2 o I2.
Haluros metálicos: Todos los haluros de metales alcalino tienen estructura
NaCl o CsCly su formación puede considerarse en términos del ciclo de Born-
Haber. La reacción del sodio con cloruro es:
2Na + Cl2 → 2NaCl
En ausencia de disolvente, el cambio de energía asociado con la reacción
implica:2
 La diferencia en términos de energía en enlace C-Cl y C-F (no depende de
M)
 La diferencia entre la afinidad electrónica de F y Cl (no dependen de M)
 La diferencia de energía de red entre MF y MCl (que dependen de M)
La mayor parte de los difluorenos metálicos cristalizan con estructura CaF2 o
de rutilio y para la mayoría de ellos es adecuado un modelo iónico simple.Los
tricloruros metálicos son cristalograficamente más complejos que los
difluoruros, pero normalmente se presentan en estructuras tridimensionales
simétricas y muchos contienen centros metálicos octaédricos (a veces
distorsionados). La mayor parte de los tetrahaluros metálicos son o bien
especies volátiles (SnCl4 , TiCl4), o contienen anillos o cadenas con puentes M-
F-M (SnF4); los puentes metal- halógenos son , as largos que los enlaces
terminales.Los penta haluros metálicos pueden poseer estructuras de

32. cadenas o anillos (NbF5) o estructuras moleculares (SbCl5) , mientras que los
hexaluros son moleculares y octaedros (UF6, MoF6) . En general en aumento
de oxidación tiene como resultado un cambio estructural a lo largo de la serie
iónica tridimensional capas o polímero molécula.
INTERHALOGENO
Un interhalógeno es un compuesto que contiene dos o más átomos de
halógenos diferentes (flúor, cloro, bromo, yodo o ástato).
La mayoría de los interhalógenos conocidos son binarios (compuestos de dos
elementos distintos). Su fórmula general es XYn, donde n = 1, 3, 5 ó 7, y X es
el halógeno menos electronegativo. Todos ellos son propensos a la hidrólisis,
y se ionizan para dar lugar a iones polihalogenados.
No hay compuestos interhalogenados que contengan tres o más halógenos
diferentes que sean definitivamente conocidos,3
aunque algunos libros
reclaman que IFCl2 y IF2Cl han sido sintetizados4567
y estudios teóricos indican
que algunos compuestos en la serie BrClFn son apenas estables
Interhalógenos diatómicos
Los interhalógenos de la forma XY tiene propiedades físicas intermedias
entre los dos halógenos que los componen. El enlace covalente entre los dos
átomos tiene algo de carácter iónico. El halógeno menos electronegativo, X,
está siendo oxidado y tiene una carga parcial positiva. Todas las
combinaciones de fluór, cloro, bromo y yodo que tiene la fórmula general
mencionada arriba son conocidos, pero no todos son estables. Algunas
combinaciones de ástato con otros halógenos ni siquiera son conocidas y las
que lo son, son altamente inestables.
 Monofluoruro de cloro (CIF) es el compuesto interhalógenado más ligero.
CIF es un gas incoloro con un punto de ebullición normal de -100ºC.
 Monofluoruro de bromo (BrF) no ha sido obtenido como un compuesto
puro, se disocia en trifluoruro y bromo libre. Se sintetiza de acuerdo a la
siguiente reacción Br2(l) + F2(g) → 2BrF(g)

33.  Monofluoruro de yodo (IF) es inestable y se descompone a 0ºC, se
desproporciona en yodo elemental y pentafluoruro de yodo.
 Monocloruro de bromo (BrCl) es un gas rojo-café con un punto de
ebullición de 5ºC.
 Monocloruro de yodo (ICl) existe como cristales rojos transparentes que
se derriten a 27.2ºC para formar un líquido café (similar en apariencia y
peso la bromo). Reacciona con HCl para formar un ácido fuerte HICl2. La
estructura cristalina de ICl consiste en cadenas fruncidas en zigzag, con
fuertes interacciones entre ellas.
 Monocloruro de ástato (AtCl) está hecho por la combinación directa de
ástato en fase gaseosa con cloro o por la adición sucesiva de ástato del
ion dicromato a una solución de ácida de cloruro.
 Monobromuro de yodo (IBr) es sintetizado por la combinación directa de
los elementos para formar cristales sólidos rojos oscuro. Se derrite a 42ºC
y ebulle a 116ºC para formar un vapor parcialmente disociado.
 Monobromuro de ástato (AtBr) se obtiene por la combinación directa de
ástato con vapor de bromo o con una solución acuosa de monobromuro
de yodo.
 Monoyoduro de ástato (AtI) es sintetizado por la combinación directa de
ástato y yodo. Es el compuesto interhalógeno conocido más pesado.
El fluoruro de ástato no ha sido descubierto aún. Su ausencia se ha atribuido
a la reactividad extrema de estos compuestos, incluyendo la reacción de fluór
inicialmente formado en las paredes de un contenedor de vidrio para formar
un producto no volátil. Aunque se piensa que la síntesis del compuesto es
posible, puede requerir un solvente líquido de fluór.910
Intehalógenos tetraatómicos
 Trifluoruro de cloro es un gas incoloro que se condensa a un líquido verde
y en sólido es blanco. Se obtiene al reaccionar cloro con un exceso de
flúor a 250ºC en un tubo de níquel. Reacciona más violentamente que el
flúor y es explosivo. La molécula es plana y en forma de T. Se utiliza para
manufacturar hexafluoruro de uranio.
 Trifluoruro de bromo (BrF3) es un líquido amarillo-verde que conduce
electricidad. Se ioniza para formar [BrF2]+
+ [BrF4]−
.
 Trifluoruro de yodo (IF3) es un sólido amarillo que se descompone arriba
de -28ºC. Se puede sintetizar a partir de sus elementos, pero se debe

34. tener cuidado para prevenir la formación de IF5. F2 ataca al I2 para formar
IF3 a −45 °C en CCl3F. A bajas temperaturas la reacción I2 + 3XeF2 → 2IF3 +
3Xe se puede utilizar. Es un compuesto muy inestable.
 Tricloruro de yodo (ICl3) forma cristales amarillo limón que se derriten
bajo presión a un líquido café. Se puede obtener de sus elementos a bajas
temperaturas, o de pentóxido de yodo y cloruro de hidrógeno. Reacciona
con varios metales para formar tetracloroyoduros y se hidroliza en agua.
La molécula es un dímero plano (ICl3)2, con cada yodo alrededor de los
cuatro cloros.
Interhalógenos hexaatómicos
 Pentafluoruro de cloro (ClF5) es un gas incoloro, hecho al reaccionar
trifluoruro de cloro con flúor a altas temperaturas y presiones. Reacciona
violentamente con agua, con la mayoría de los metales y con los no
metales.
 Pentafluoruro de bromo (BrF5) es un líquido incoloro sintetizado al
reaccionar trifluroruo de bromo con gluor a 200ºC. Es físicamente estable
pero reacciona violentamente con agua, con la mayoría de los metales y
con los no metales.
 Pentafluoruro de yodo (IF5) es un líquido sintetizado al reaccionar
pentóxido de yodo con flúor o yodo con plata (II). Es altamente reactivo,
reacciona con elementos, óxidos y haluros de carbono. La molécula tiene
una forma de pirámide tetragonal.
 Pentabromuro de yodo (Ibr5) si existe (hay controversia en este punto),11
es un líquido rojo-café oscuro o un sólido café-amarillo incoloro, hecho al
reaccionar yodo con bromo a 60ºC. En su estado líquido las mayoría de
sus propiedades son parecidas al bromo, en cualquier estado, es muy
tóxico. Es inestable al calentarlo arriba del punto de ebullición del bromo.

Interhalógenos octaatómicos
 Heptafluoruro de yodo (IF7) :es un gas incoloro y un fuerte agente
fluorizante. Es sintetizado al reaccionar pentafluoruro de yodo con flúor
gaseoso. La molécula es una pirámide pentagonal. Este compuesto es el
único interhalógeno conocido en donde el átomo más grande se enlaza
con siete átomos de menor tamaño.

35. Todos los intentos para sintetizar pentafluoruro de bromo han fallado, en
lugar, se produce pentafluoruro de bromo y flúor en estado gaseoso.
BIBLIOGRAFIA
https://quimica.laguia2000.com/general/grupos-de-la-tabla-periodica
https://es.wikipedia.org/wiki/Tabla_peri%C3%B3dica_de_los_elementos
http://tpgrupoviia.blogspot.com.co/
https://es.scribd.com/doc/50250726/Grupo-VIIA-Grupo-de-los-halogenos