ELEMENTOS DE LA TABLA PERIODICA 7a, 6a, 5a y 4a

ELEMENTOS DE LA TABLA PERIODICA
GRUPOS: 7a, 6a, 5a, y 4a
PRESENTADO POR:
MARÍA JOSÉ MELO CAICEDO
PRESENTADO A:
DIANA JARAMILLO
INSTITUCIÓN EDUCATIVA EXALUMNAS DE LA PRESENTACIÓN
IBAGUÉ - TOLIMA
ÉNFASIS DE CIENCIAS
GRADO: ONCE UNO
2018

GRUPO VIIA TABLA PERIÓDICA
● Los elementos del grupo VIIA también llamados halógenos por ser todos
formadores de sales. Tienen siete electrones en el último nivel y son todos no
metales.
● Tienen las energías de ionización más elevadas y en consecuencia son los
elementos más electronegativos.
● Reaccionan fácilmente con los metales formando sales, rara vez están libres
en la naturaleza, todos son gaseosos a temperatura ambiente menos el
bromo que es líquido en condiciones ambientales normales
● Su característica química más fundamental es su capacidad oxidante porque
arrebatan electrones de carga y moléculas negativas a otros elementos para
formar aniones.
Los halógenos son los elementos químicos que forman el grupo 17 o grupo
VII A de la tabla periódica: flúor (F), cloro (Cl), bromo (Br), yodo (I), y

astato (At)
1. Fluor (F):
El flúor es el elemento más electronegativo y reactivo y forma compuestos
con prácticamente todo el resto de elementos, incluyendo los gases nobles
xenón y radón.
Incluso en ausencia de luz y a bajas temperaturas, el flúor reacciona
explosivamente con el hidrógeno.
Sus derivados tienen mucho uso industrial. Entre ellos se destaca el freón
utilizado como congelante y la resina teflón. Se agregan además fluoruros al
agua potable y dentífricos para prevenir las caries.
El flúor diatómico, F2, en condiciones normales es un gas corrosivo de color
amarillo casi blanco, fuertemente oxidante.
Siempre se encuentra en la naturaleza combinado y tiene tal afinidad por
otros elementos, especialmente silicio, que no se puede guardar en
recipientes de vidrio.
Número atómico 9
Valencia -1
Estado de oxidación -1
Electronegatividad 4,0
Radio covalente (Å) 0,72
Radio iónico (Å) 1,36
Radio atómico (Å) -
Configuración electrónica 1s2
2s2
2p5
Primer potencial de ionización
(eV)
17,54
Masa atómica (g/mol) 18,9984
Densidad (g/ml) 1,11

Punto de ebullición (ºC) -188,2
Punto de fusión (ºC) -219,6
Descubridor Moissan en
1886
2. Cloro (Cl)
En la naturaleza no se encuentra en estado puro ya que reacciona con
rapidez con muchos elementos y compuestos químicos, por esta razón se
encuentra formando parte de cloruros (especialmente en forma de cloruro
de sodio), cloritos y cloratos , en las minas de sal y disuelto en el agua de
mar.
Sus propiedades blanqueadoras lo hacen muy útil en las papeleras e
industrias textiles. Como desinfectante se agrega al agua en el proceso de
potabilización y a las piscinas.Otros usos son las industrias de colorantes y la
elaboración de ciertas medicinas.
Número atómico 17
Valencia +1,-1,3,5,7
Electronegatividad 3.0
Configuración
electrónica
[Ne]3s2
3p5
Primer potencial de
ionización (eV)
13,01
Masa atómica
(g/mol)
35,453
Punto de ebullición
(ºC)
-34,7

Descubridor Carl Wilhelm
Scheele en
1774
3. Bromo (Br)
El bromo a temperatura ambiente es un líquido rojo, volátil y denso. Su
reactividad es intermedia entre el cloro y el yodo.
En estado líquido es peligroso para el tejido humano y sus vapores irritan los
ojos y la garganta.
Los bromuros como sedantes. El bromuro de plata en las placas fotográficas.
Número atómico 35
Configuración
electrónica
[Ar]3d10
4s2
4p5
Primer potencial
de ionización (eV)
11,91
Masa atómica
(g/mol)
79,909
(ºC)
58

Descubridor Anthoine Balard en 1826
4. Yodo (I)
Este elemento puede encontrarse en forma molecular como yodo
diatómico.
Es un oligoelemento y se emplea principalmente en medicina, fotografía y
como colorante.
Químicamente, el yodo es el halógeno menos reactivo y electronegativo.
Como con todos los otros halógenos (miembros del Grupo XVII en la tabla
periódica), el yodo forma moléculas diatómicas y por ello forma el diyodo de
fórmula molecular I2.
Es esencial en el cuerpo humano para el adecuado funcionamiento de la
tiroides por eso se suele agregar a la sal de mesa. También se emplea como
antiséptico.
Número atómico 53
Configuración electrónica [Kr]4d10
5s2
5p5
Primer potencial de ionización (eV) 10,51
Masa atómica (g/mol) 126,904
Punto de ebullición (ºC) 183
Punto de fusión (ºC) 113,7
Descubridor Bernard Courtois en 1811
5. Astato (At)
Es radiactivo y el más pesado de los halógenos. Se produce a partir de la
degradación de uranio y torio.
Se piensa que el ástato es más metálico que el yodo.
Es el elemento más raro de la naturaleza, con una cantidad total sobre la
superficie terrestre menor de 25 gramos en el mismo instante de tiempo.

Número atómico 85
Valencia -
Estado de
oxidación
-
Radio covalente
(Å)
-
Radio iónico (Å) -
Configuración
electrónica
[Xe]4f145d106s26p
Primer potencial
de ionización (eV)
-
Masa atómica
(g/mol)
210
Densidad (g/ml) -
(ºC)
-
Punto de fusión
(ºC)
302
Descubridor D.R. Corson 1940

GRUPO VIA DE LA TABLA PERIODICA
El Grupo VIA recibe también el nombre de Grupo del Oxígeno por ser este el primer
elemento del grupo. Tienen seis electrones en el último nivel con la configuración
electrónica externa ns2 np4. Los tres primeros elementos, el oxígeno, azufre y
selenio son no metales y los dos últimos el telurio y polonio son metaloides.
Grupo del Oxígeno
El grupo VIA del sistema Periódico o grupo del oxígeno está formado por los
elementos: oxígeno, azufre, selenio, telurio, polonio.
Por encontrarse en el extremo derecho de la Tabla Periódica es fundamentalmente
no-metálico; aunque, el carácter metálico aumenta al descender en el grupo .
Como en todos los grupos, el primer elemento, el oxígeno, presenta un
comportamiento anómalo, ya que al no tener orbitales d en la capa de valencia, sólo
puede formar dos enlaces covalentes simples o uno doble, mientras que los
restantes elementos pueden formar 2, 4 y 6 enlaces covalentes.

Propiedades atómicas
La configuración electrónica de los átomos de los elementos del grupo VIA en la
capa de valencia es: ns2np2+1+1. El oxígeno, cabeza de grupo, presenta, igual que
en el caso del flúor, unas características particulares que le diferencian del resto
(Principio de singularidad). Posibles formas de actuación:
● El oxígeno es un gas diatómico. El azufre y el selenio forman moléculas
octa-atómicas S8 y Se8
● El telurio y el polonio tienen estructuras tridimensionales.
● El oxígeno, azufre, selenio y telurio tienden a aceptar dos electrones
formando compuestos iónicos. Estos elementos también pueden formar
compuestos moleculares con otros no metales, en especial el oxígeno.
● El polonio es un elemento radioactivo, difícil de estudiar en el laboratorio.
Pérdida de electrones
El alto valor de los potenciales de ionización, pero sobre todo el alto poder
polarizante de sus cationes (debido a su pequeño tamaño) hacen que sólo el
polonio dé lugar a sales . Sin embargo, sí que se conocen sales de cationes
poliatómicos.
Ganancia de electrones
Pueden actuar como aniones dinegativos, -2 , nunca mononegativos, ya que la
mayor energía de red de los compuestos resultantes compensa el valor
desfavorable de la electroafinidad. Dado que el tamaño del anión -2 crece conforme
se desciende en el grupo, también lo hace su polarizabilidad, de modo que los
sulfuros, seleniuros y telururos poseen un marcado carácter covalente que aumenta
en dicho sentido. Se conocen también polianiones Eln2-.
Compartición de los electrones
Caben dos posibilidades:
● Formación de dos enlaces σ sencillos.
● Formación de un enlace doble σ + π.
El segundo caso sólo se da cuando los dos átomos implicados son de
pequeño tamaño (o en todo caso uno de ellos de tamaño moderado), ya

que la eficacia de los solapamientos laterales de orbitales (enlaces π)
decrece muy rápidamente conforme aumenta la distancia internuclear,
mientras que la eficacia del solapamiento frontal σ, lo hace más
lentamente.
Capa de valencia
La presencia de pares electrónicos sin compartir en la capa de valencia permite la
formación de, al menos, un tercer enlace covalente dativo. Además, la presencia de
pares de electrones no compartidos puede influir en la fortaleza del enlace.
● Debilitando el enlace con otros átomos que presenten también pares
electrónicos de no enlace.
● Fortaleciendo el enlace con átomos que dispongan de orbitales vacantes
de energía adecuada.
Salvo el cabeza de grupo, pueden ampliar su octeto, actuando como hipervalentes.
En estos casos es frecuente la formación de enlaces múltiples, ya que la disposición
espacial de los orbitales d permite un buen solapamiento pπ-dπ a distancias en las
que el solapamiento pπ-pπ sería despreciable. Además pueden utilizar los orbitales
nd vacantes, estabilizados por la unión a átomos muy electronegativos, para actuar
como ácidos de Lewis.
Estado natural
Oxígeno: El oxígeno es el elemento más abundante en el planeta tierra. Existe en
estado libre, como O2, en la atmósfera (21% en volumen), pero también combinado
en el agua y formando parte diversos óxidos y oxosales, como silicatos, carbonatos,
sulfatos, etc.
En condiciones ordinarias el oxígeno se presenta en dos formas alotrópicas, el
dioxígeno y el ozono, de los cuales sólo el primero es termodinámicamente
estable.A diferencia del oxígeno, que se presenta en su variedad más estable como
molécula diatómica O2 derivada de un enlace doble, los demás presentan
estructuras derivadas de enlaces sencillos. Esto es debido a la disminución de la
eficacia del solapamiento lateral a medida que aumenta el tamaño de el.
Obtención

Industrialmente, se obtiene de la destilación fraccionada del aire líquido. A escala de
laboratorio, existen diversos métodos de obtención:
1) Electrólisis de disoluciones acuosas alcalinas.
2) Descomposición catalítica de H2O2.
3) Descomposición térmica de cloratos.
Azufre: El azufre se encuentra: nativo (en zonas volcánicas y en domos de sal) ó
combinado, en sulfatos, sulfuros (sobre todo pirita, FeS2) y sulfuro de hidrógeno
(acompañando al petróleo).
Variedades alotrópicas y sus propiedades físicas:
● En estado sólido.
Variedades rómbica y monoclínica (anillos S8), azufre plástico (cadenas
Sn).
● En estado líquido.
Anillos S8 y cadenas de longitud variable.
● En fase gas.
Cicloazufre, cadenas Sn (n = 3-10), S2
Selenio: El selenio presenta tres formas alotrópicas:
● Se rojo: constituido por moléculas Se8.
● Se negro: anillos Sen con n muy grande y variable (forma amorfa).
● Se gris: de estructura similar a la del azufre plástico. Este alótropo
presenta aspecto metálico (es un semimetal) y es fotoconductor.
Teluro: Presenta una única variedad alotrópica, el Te gris, similar al Se gris. Tiene
un carácter más metálico que el anterior.
Polonio: Presenta dos alótropos: cúbico simple y romboédrico, en los que que
cada átomo está directamente rodeado por seis vecinos a distancias iguales
(d0=355pm). Ambos alótropos tienen carácter metálico.
Carácter metálico en el grupo
Los elementos de este grupo muestran una transición paulatina desde las
propiedades típicamente covalentes en la parte alta del grupo hasta las típicamente
metálicas del elemento más pesado; y constituyen un excelente ejemplo de como
los modelos de enlace covalente y metálico son, únicamente, casos extremos

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

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

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

El grupo VA del Sistema Periódico, o familia del nitrógeno, está formado por los
elementos: nitrógeno, fósforo, arsénico, antimonio y bismuto.
Debido a su configuración electrónica, estos elementos no tienden a formar
compuestos iónicos, más bien forman enlaces covalentes.
El carácter metálico aumenta considerablemente conforme se desciende en el
grupo, siendo el nitrógeno y el fósforo no-metales, el arsénico y el antimonio
semimetales y el bismuto un metal.
● NITRÓGENO:
CARACTERÍSTICAS GENERALES
Nombre: Nitrógeno Símbolo: N
Número atómico: 7 Masa atómica (uma): 14,0067

Período: 2 Grupo: 15 (nitrogenoideos)
Bloque: p (representativo) Números de oxidación: +1, +2, +3, -
3, +4, +5
PROPIEDADES PERIÓDICAS
Configuración electrónica: [He] 2s2 2p3 Radio atómico (Å): 0,92
Radio iónico (Å): 1,71 (-3) Radio covalente (Å): 0,92
Energía de ionización (kJ/mol): 1400 Electronegatividad: 3,04
Afinidad electrónica (kJ/mol): 7
PROPIEDADES FÍSICAS
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
HISTORIA:
Descubridor: Daniel Rutherford.
Lugar de descubrimiento: Escocia.
Año de descubrimiento: 1772.
Origen del nombre: De las palabras griegas "nitron" ("nitrato") y "geno"
("generador"). Significando "formador de nitratos".
Obtención: En el estudio de la composición del aire, Joseph Black, obtuvo un gas
que permitía la combustión y la vida y otro gas que no la permitía ("aire viciado").
Rutherford estudió este gas y llegó a la conclusión de que era "aire flogistizado",
donde "nada ardía y nada vivía en él". Aunque no supo de qué gas se trataba, fue el
primero en descubrirlo.

MÉTODOS DE OBTENCIÓN:
● 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:
Producción de amoniaco, reacción con hidrógeno en presencia de un catalizador.
(Proceso Haber-Bosch). El amoniaco se usa como fertilizante y para producir ácido
nítrico (Proceso Ostwald).
● El nitrógeno líquido se utiliza como refrigerante en la industria alimentaria:
congelado de alimentos por inmersión y transporte de alimentos congelados.
● 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.
● FÓSFORO
Nombre: Fósforo Símbolo: P

Bloque: p (representativo) Números de oxidación: +1, +3, +5,
-3
Configuración electrónica: [Ne] 3s2
3p3
Radio atómico (Å): 1,1
Radio iónico (Å): 0,34 (+5) Radio covalente (Å): 1,06
Densidad (g/cm3): 1,82 Color: Blanco
Punto de fusión (ºC): 44 P. de ebullición (ºC): 280
HISTORIA:
Descubridor: Hennig Brand.
Lugar de descubrimiento: Alemania.
Origen del nombre: De la palabra griega "phosphoros" que significa "portador de
luz", nombre que se correspondía con el antiguo del planeta Venus cuando aparecía
antes de la salida del sol (ya que el fósforo emite luz en la oscuridad porque arde al
combinarse lentamente con el oxígeno del aire).
Obtención: Buscando la piedra filosofal, Brand destiló una mezcla de arena y orina
evaporada y obtuvo un cuerpo que tenía la propiedad de lucir en la oscuridad.
Durante un siglo se vino obteniendo esta sustancia exclusivamente de la orina,

hasta que en 1771 Scheele la produjo de huesos calcinados.
● 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.
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 nerviosa y

muscular. Los ácidos nucléicos que forman el material genético son
polifosfatos y coenzimas.
● ARSÉNICO
Nombre: Arsénico Símbolo: As
Bloque: p (representativo) Números de oxidación: +3, +5,
-3
Configuración electrónica: [Ar] 3d10 4s2
4p3
Radio iónico (Å): 2,22 (-3), 0,47 (+5) Radio covalente (Å): 1,19
Densidad (g/cm3): 5,73 Color: Gris
Punto de fusión (ºC): 817 (a 28 atm) P. de ebullición (ºC): 613
(sublima)

HISTORIA:
Descubridor: Alberto Magno.
Lugar de descubrimiento: Desconocido.
Año de descubrimiento: 1250 (aproximadamente).
Origen del nombre: De la palabra griega "arsenikon". Desde la antigüedad se
utilizaba un pigmento con el que se fabricaba pintura de color amarillo y que los
griegos asociaban al sexo masculino, por lo cual le daban el nombre de arsenikon,
que provenía de "arsen" que significaba varonil. Los romanos lo llamaron
"oropimente", del latín auripigmentum; es decir, pigmento áureo o pigmento de oro,
llamado así por su color amarillo.
Obtención: Se cree que fue obtenido por Alberto Magno calentando jabón junto
con oropimente (trisulfuro de diarsénico).
● Se obtiene a partir del mineral arsenopirita (FeAsS). Se calienta, con lo cual
el arsénico sublima y queda un residuo sólido de sulfuro ferroso.
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 electricidad en 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.
● ANTIMONIO

Nombre: Antimonio Símbolo: Sb
Bloque: p (representativo) Números de oxidación: +3, +5, -3
Configuración electrónica: [Kr] 4d10 5s2 5p3 Radio atómico (Å): 1,45
Radio iónico (Å): 0,62 (+5), 2,45 (-3) Radio covalente (Å): 1,38
Densidad (g/cm3): 6,697 Color: Blanco azulado
HISTORIA:
Descubridor: Desconocido.
Año de descubrimiento: Conocido desde la antigüedad.
Origen del nombre: De la palabra griega "stíbi", pasó al latín como "stibium" (dando
nombre al colorete de antimonio con el que las mujeres se daban sombra de ojos ya

en el antiguo Egipto). La forma "antimonium" se formó en latín medieval por
etimología popular como adaptación del árabe "at-timud", con el mismo significado.
El origen del símbolo, Sb, proviene de la palabra latina stibium.
Obtención: Los compuestos de antimonio se conocen desde la antigüedad y, como
metal, a comienzos del siglo XVII. En el antiguo Egipto se empleaba el sulfuro de
antimonio como ungüento, colorete y para ennegrecer las uñas.
● 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.
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.
● BISMUTO:
Nombre: Bismuto Símbolo: Bi
Número atómico: 83 Masa atómica (uma):
208,980

Bloque: p (representativo) Números de oxidación:
+3, +5, -3
Configuración electrónica: [Xe] 4f14 5d10 6s2
6p3
Radio iónico (Å): 0,74 (+5), 1,20 (+3) Radio covalente (Å): 1,46
Densidad (g/cm3): 9,780 Color: Blanco
HISTORIA:
Origen del nombre: De la palabra alemana "bisemutum" que significa "materia
blanca", en alusión al color del elemento.
Obtención: Sobre el siglo XIII se confundía con el plomo y el estaño. Claude
Geoffrey demostró, en 1753, que era diferente del plomo. Karl Scheele y Torbern
Bergman descubrieron el bismuto como elemento.

MÉTODOS DE APLICACIÓN:
● 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.
● Se emplea en termopares y como "carrier" de 235U o 237U 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 IVA DE LA TABLA PERIODICA

El grupo IVA del Sistema Periódico, o familia del carbono, está formado por los
elementos: carbono, silicio, germanio, estaño, plomo y ununquadio.
La posición central de este grupo hace que su comportamiento sea un poco
especial, sobre todo el de su primer elemento carbono, que, tiene la propiedad de
unirse consigo mismo, formando cadenas y dando lugar así a una infinidad de
compuestos que constituyen la llamada Química Orgánica.
El carácter metálico aumenta considerablemente conforme se desciende en el
grupo, siendo el carbono un no-metal, el silicio y el germanio semimetales y el
estaño, el plomo y el ununquadio típicos metales.
1. CARBONO
Nombre: Carbono Símbolo: C
Período: 2 Grupo: 14 (carbonoideos)

Configuración electrónica: [He] 2s22p2 Radio atómico (Å): 0,91
Radio iónico (Å): 2,6 (-4) Radio covalente (Å): 0,77
HISTORIA
Año de descubrimiento: Antigüedad (prehistoria).
Origen del nombre: De la palabra latina "carbo", que significaba "carbón", donde el
carbono es elemento mayoritario.
Obtención: El carbono en carbón, hulla y carbono amorfo, ha sido utilizado desde
tiempos prehistóricos.
● 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.
● 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 katm. 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.
● Fullerenos: Estas sustancias se encuentran en el humo de los fuegos y en
las estrellas gigantes rojas. Se obtienen, artificialmente, haciendo saltar 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, debido al elevado punto de
fusión del grafito.
Diamante:
● Tallados en brillantes se emplean en joyería.
● Taladradoras.
● Cojinetes de ejes en aparatos de precisión.
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.
Fullerenos:
● 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 disulfuro de carbono se usan como disolventes
industriales importantes.
● El freón se utilizaba en aparatos de refrigeración, hecho que está
desapareciendo, debido a 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.
● El carbono junto al hierro forma el acero.
2. SILICIO
Nombre: Silicio Símbolo: Si

Configuración electrónica: [Ne] 3s2 3p2 Radio atómico (Å): 1,32
Radio iónico (Å): 0,41 (+4) Radio covalente (Å): 1,11
Densidad (g/cm3): 2,33 Color: gris con brillo metálico
Punto de fusión (ºC): 1414 Punto de ebullición (ºC): 2680
HISTORIA:
Descubridor: Jöns Jacob Berzelius.
Lugar de descubrimiento: Suecia.
Origen del nombre: El nombre "silicio" deriva del latín "silex" (pedernal). Este
nombre proviene de que los compuestos de silicio eran de gran importancia en la
prehistoria: las herramientas y las armas, hechas de pedernal, una de las
variedades del dióxido de silicio, fueron los primeros utensilios del hombre.
Obtención: Aunque, previamente, Davy pensaba que la sílice no era un elemento,
no pudo descomponerla. En 1824, Berzelius obtuvo silicio amorfo al hacer

reaccionar tetrafluoruro de silicio sobre potasio fundido. Al lavar el producto con
agua obtuvo un polvo pardo que era silicio amorfo. En 1854, Sainte-Claire Deville
preparó silicio cristalino por electrólisis de un cloruro impuro de sodio y aluminio. El
silicio estaba contenido en el aluminio en forma de escamas brillantes, al eliminar el
aluminio por disolución quedó el silicio cristalino.
MÉTODOS DE OBTENCIÓN
● 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
● Utilizado para producir chips para ordenadores.
● Las células fotovoltaicas para conversión directa de energía solar en eléctrica
utilizan obleas cortadas de cristales simples de silicio de grado electrónico.
● El silicio hiperpuro puede doparse con boro, galio, fósforo o arsénico,
aumentando su conductividad; se emplea para la fabricación de transistores,
rectificadores y otros dispositivos de estado sólido ampliamente empleados
en electrónica.
● Se utiliza como integrante de aleaciones para dar mayor resistencia a
aluminio, magnesio, cobre y otros metales.
● La arena y arcilla (silicatos) se usan para fabricar ladrillos y hormigón; son un
material refractario que permite trabajar a altas temperaturas.
● El metasilicato de sodio, Na2SiO3, es una sal empleada en detergentes para
tamponar e impedir que la suciedad entre en el tejido: los iones metasilicatos,
SiO3-2,se unen a las partículas de suciedad, dándoles carga negativa, lo que
impide que se agreguen y formen partículas insolubles.

● Al acidificar el ortosilicato de silicio se obtiene un precipitado gelatinoso de
sílice (sílica gel) que se emplea como agente desecante, soporte para
catalizadores, cromatografía y aislante térmico.
● La sílice (arena) es el principal ingrediente del vidrio, uno de los materiales
más baratos con excelentes propiedades mecánicas, ópticas, térmicas y
eléctricas.
● Las siliconas son derivados poliméricos del silicio. Se utilizan para juguetes,
lubricantes, películas impermeables, implantes para cirugía estética, ...
● El carburo de silicio se utiliza como abrasivo importante, para componentes
refractarios.
3. GERMANIO
Nombre: Germanio Símbolo: Ge
Bloque: p (representativo) Números de oxidación: +2, +4
Configuración electrónica: [Ar] 3d10 4s2 4p2 Radio atómico (Å): 1,25
Radio iónico (Å):0,53 (+4), 0,93 (+2) Radio covalente (Å): 1,22

Densidad (g/cm3): 5,323 Color: Grisáceo
HISTORIA
Descubridor: Clemens Winkler.
Lugar de descubrimiento: Alemania.
Origen del nombre: De la palabra latina "Germania", que significaba "Alemania".
Obtención: El germanio era un elemento cuya existencia había sido predicha por
Mendeleiev en 1871. Predijo que este elemento debería tener propiedades análogas
al silicio y le llamó eka-silicio. Sus predicciones estaban extremadamente próximas
a la realidad. Fue obtenido por Winkler del mineral argirodita.
● 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.
APLICACIONES
● Se utiliza como semiconductor.
● El germanio dopado con arsénico, galio, u otros elementos se utiliza como
transistor.
● Por ser transparente a la radiación infrarroja se emplea en forma de
monocristales en espectroscopios infrarrojos (lentes, prismas y ventanas) y
otros aparatos ópticos entre los que se encuentran detectores infrarrojos
extremadamente sensibles.

● El óxido de germanio se aplica en lentes gran angular de cámaras y en
objetivos de microscopio.
● El germanio se utiliza como detector de la radiación gamma.
● Los compuestos organo germánicos se están utilizando en quimioterapia,
pues tienen poca toxicidad para los mamíferos y son eficaces contra ciertas
bacterias.
4. ESTAÑO
Nombre: Estaño Símbolo: Sn
Bloque: p (representativo) Números de oxidación: +2, +4
Configuración electrónica: [Kr] 4d10 5s2 5p2 Radio atómico (Å): 1,58
Densidad (g/cm3): 7,31 Color: Blanco plateado

HISTORIA
Origen del nombre: De la palabra anglosajona "tin" que significa "estaño" o "lata",
aunque también se piensa que deriva de Tinia, la suprema diosa del cielo de los
Etruscos. El origen del símbolo procede de la palabra latina "stannum" que significa
"estaño".
Obtención: El estaño se conoce desde la antigüedad y ya se menciona en el Viejo
Testamento. En Mesopotamia ya se hacían armas de bronce (aleación de cobre y
estaño). También los romanos recubrían con estaño el interior de recipientes de
cobre.
● El estaño se obtiene del mineral casiterita (óxido de 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 utiliza para producir vidrio de ventanas. Para esto se añade vidrio fundido
sobre estaño fundido, en el cual flota, con lo cual se produce una superficie
lisa (Proceso Pilkington).
● Debido a su estabilidad y falta de toxicidad se emplea como recubrimiento de
metales: recubrimiento de hierro (hojalata) para la industria conservera; esto
se hace por electrólisis o por inmersión.
● Junto a otros metales forma aleaciones de importancia industrial.: bronce
(cobre y estaño), estaño de soldar (64 % de estaño y 36 % de plomo), metal

de imprenta, para fabricar cojinetes 30 % estaño, antimonio y cobre) y la
aleación niobio-estaño, superconductora a bajas temperaturas.
● El cloruro de estaño (II) se emplea como agente reductor.
● Las sales de estaño pulverizadas sobre vidrio se utilizan para producir capas
conductoras que se usan en paneles luminosos y en calefacción de cristales
de coche.
5. PLOMO
Nombre: Plomo Símbolo: Pb
Bloque: p (representativo) Números de oxidación: +2,
+4
Configuración electrónica: [Xe] 4f14 5d10 6s2 6p2 Radio atómico (Å): 1,75
Densidad (g/cm3): 11,342 Color: Blanco azulado
Punto de fusión (ºC): 328 Punto de ebullición (ºC):
1749

HISTORIA
Origen del nombre: Procede del latín "plumbum"; los romanos utilizaban este
nombre precisamente para designar al elemento plomo. Lo llamaban "plumbum
nigrum" para distinguirlo del estaño, al que llamaban "plumbum candidum".
Obtención: Mencionado en el Éxodo; los romanos lo utilizaban en grandes
cantidades para la conducción de agua. Los alquimistas creían que el plomo era el
metal más antiguo y lo asociaban con el planeta Saturno. Los alquimistas gastaron
una gran cantidad de tiempo intentando "transmutar" el plomo en oro.
● 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 y el dióxido de plomo se utilizan para baterías de automóviles.
● Se utiliza para fontanería, aparatos químicos y municiones.
● Se emplea para la insonorización de máquinas, pues es muy efectivo en la
absorción del sonido y de vibraciones.
● Se usa como blindaje para la radiación en reactores nucleares y en equipos
de rayos X.
● El óxido de plomo (II) se utiliza para la producción de vidrios de alto índice de
refracción para fabricar lentes acromáticas.

● El carbonato y el cromato de plomo (II) se usan como pigmentos en las
pinturas.
● El nitrato de plomo se utiliza en pirotecnia.
● El minio (óxido de plomo) mezclado con aceite de linaza se usa como pintura
antioxidante.
● El sulfuro de plomo (II) presenta propiedades semiconductoras por lo cual se
utiliza en células fotoeléctricas.
● El arseniato de plomo (II) se emplea como insecticida.
6. UNUNQUADIO
Nombre: Flerovio Símbolo: Fl
Número atómico: 114 Masa atómica (uma): (285)
Bloque: p (representativo) Números de oxidación: -
Configuración electrónica: [Rn] 5f14 6d10 7s2 7p2 Radio atómico (Å): -
Radio iónico (Å): - Radio covalente (Å): -
Energía de ionización (kJ/mol): - Electronegatividad: -
Afinidad electrónica (kJ/mol): -
Densidad (g/cm3): - Color: -

Punto de fusión (ºC): - Punto de ebullición (ºC): -
Volumen atómico (cm3/mol): -
HISTORIA
Descubridor: Equipo del Instituto Nuclear de Dubna.
Lugar de descubrimiento: Dubna, Rusia.
Origen del nombre: El nombre de Flerovio se le puso en honor a Gueorgui Flerov,
físico nuclear soviético que fundó el Laboratorio Flerov de reacciones nucleares en
Dubna, en 1957.
Obtención: Sólo se ha logrado obtener un átomo del elemento Fl, mediante la
reacción de fusión de un átomo de calcio y un átomo de plutonio, según. 244Pu +
48Ca = 289Fl + 3 1n. Para ello se aceleraron iones 48Ca hasta casi un décimo de la
velocidad de la luz y se enfocaron contra un blanco de plutonio electrochapado
sobre pan de titanio.
MÉTODOS DE APLICACIÓN
Bombardeo de plutonio con calcio.
APLICACIONES
● No se conocen, pues sólo se ha podido crear un átomo de este elemento.

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