Trabajo de química sobre grupos de la tabla periódica

1. GRUPOS QUIMICOS
MARIANA RADA ESPITIA
INSTITUCION EDUCATIVA EXALUMNAS DE LA PRESENTACIÓN
IBAGUÉ-TOLIMA
2018
GRUPOS QUIMICOS

2. MARIANA RADA ESPITIA
10.3
QUÍMICA
DOCENTE: DIANA JARAMILLO
INSTITUCION EDUCATIVA EXALUMNAS DE LA PRESENTACIÓN
IBAGUÉ
2018
INTRODUCCIÓN
En el siguiente trabajo se llevara a cabo un resumen sobre los elementos que
conforman los grupos quimicos 7A 6A 5A Y 4A, en donde se presentaran

3. caracteristicas generales y especificas de cada grupo y elemento presente, para que
sirven, aplicaciones, rasgos que los identifica e incluso imagenes para que los
podamos identificar a simple vista. Esto con el fin de que las estudiantes de grado
once de exalumnas de la presentacion tengan un mejor manejo del area y conozcan
sus fundamentos.
OBJETIVOS
El objetivo principal de este trabajo es poder identificar en que grupo se encuentra
cada elemento o por lo menos los elementos que usaremos en la quimica organica
que es el tema correspondiente en el grado once. Asi mismo se pretende que se
mejore el promedio academico al adquirir mayores conocimientos del area y hacer
un buen trabajo investigando sobre cada topico asignado.
MARCO TEORICO
Una serie química o familia es un grupo de elementos químicos que tienen
propiedades físicas y químicas similares, variando éstas de forma más o menos
importante dentro del grupo. Estas familias se han delimitado atendiendo a distintos
criterios: configuración electrónica, carácter metálico, etc.
Los elementos de esta tabla periódica de los elementos, que se construyó
intentando organizar los elementos según sus propiedades químicas, ya se habían
observado algunas familias.
Hay 18 grupos en la tabla periódica estándar, de los cuales diez son grupos cortos y
los ocho restantes largos, que muchos de estos grupos correspondan a conocidas
familias de elementos químicos: la tabla periódica se ideó para ordenar estas
familias de una forma coherente y fácil de ver:
7A Halógenos
Los elementos de la tabla periódica que componen al grupo de los halógenos son:
Flúor (F)
Cloro (Cl)
Bromo (Br)

4. Iodo (I)
Son elementos muy reactivos, nunca se encuentran libres en la naturaleza. Tienen
siete electrones de valencia y una fuerte tendencia a ganar un electrón.
En estado natural se encuentran como moléculas diatomicas químicamente activas.
Para llenar por completo su ultimo nivel energético necesitan un electron mas, por lo
que tienen tendencia a formar un ion mononegativo, denominado haluro, siendo
haluros las sales que lo contienen
● 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.
Fluor: 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 detríficos para prevenir las caries. numero atomico 9
Descubridor: Henri Moissan.
Lugar de descubrimiento: Francia.
Año de descubrimiento: 1886.
Origen del nombre: De la palabra latina "fluere", que significa "fluir".
Efecto ambiental: En el medio ambiente el flúor no puede ser destruído; solamente
puede cambiar de forma. El flúor que se encuentra en el suelo puede acumularse en
las plantas. La cantidad de flúor que tomen las plantas depende del tipo de planta,
del tipo de suelo y de la cantidad y tipo de flúor que se encuentre en el suelo. En las
plantas que son sensibles a la exposición del flúor incluso bajas concentraciones de
flúor pueden provocar daños en las hojas y una disminución del crecimiento.
Los animales que ingieren plantas que contienen flúor pueden acumular grandes
cantidades de flúor en sus cuerpos. El flúor se acumula principalmente en los
huesos. Como consecuencia, los animales expuestos a elevadas concentraciones

5. de flúor sufren de caries y degradación de los huesos.
Cloro(Cl): 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. numero atomico: 17
Descubridor: Carl Wilhelm Scheele
Lugar de descubrimiento: Suecia.
Año de descubrimiento: 1774.
Origen del nombre: De la palabra griega "chloros", que significa "verde pálido",
reflejando el color del gas.
Efecto ambiental: El cloro se disuelve cuando se mezcla con el agua. También
puede escaparse del agua e incorporarse al aire bajo ciertas condiciones. La
mayoría de las emisiones de cloro al medio ambiente son al aire y a las aguas
superficiales. Una vez en el aire o en el agua, el cloro reacciona con otros
compuestos químicos. Se combina con material inorgánico en el agua para formar
sales de cloro, y con materia orgánica para formar compuestos orgánicos
clorinados.
Bromo(Br): Los bromuros como sedantes. El bromuro de plata en las placas
fotográficas. numero atomico 35
Descubridor: Antoine J. Balard.
Lugar de descubrimiento: Francia.
Año de descubrimiento: 1826.

6. Origen del nombre: De la palabra griega "brómos" que significa "fetidez", debido al
fuerte y desagradable olor de este elemento, sobre todo de sus vapores.
Efecto Ambiental: Los bromuros orgánicos son a menudo aplicados como agentes
desinfectantes y protectores, debido a sus efectos perjudiciales para los
microorganismos. Cuando se aplican en invernaderos y en campos de cultivo
pueden ser arrastrados fácilmente hasta las aguas superficiales, lo que tiene efectos
muy negativos para la salud de las daphnia, peces, langostas y algas.
Los bromuros orgánicos son también perjudiciales para los mamíferos,
especialmente cuando se acumulan en los cuerpos de sus presas. Los efectos más
importantes sobre los animales son daños nerviosos y daños en el ADN, lo que
puede aumentar las probabilidades de desarrollar cáncer.
Los bromuros orgánicos no son muy biodegradables; cuando son descompuestos
se forman bromuros inorgánicos. Éstos pueden dañar el sistema nervioso si son
absorbidos en grandes dosis.
Yodo(Y): 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. numero atomico 53
Descubridor: Bernard Courtois.
Lugar de descubrimiento: Francia.
Año de descubrimiento: 1811.
Origen del nombre: De la palabra griega "iodes" que significa "violeta", aludiendo al
color de los vapores del yodo.
Efecto ambiental: El yodo puede ser radioactivo. Los isótopos radioactivos se
forman de manera natural durante reacciones químicas en la atmósfera. La mayoría
de los isótopos radioactivos del yodo tienen unas vidas medias muy cortas y se
transformarán rápidamente en compuestos estables de yodo. Sin embargo, hay una
forma radioactiva del yodo que tiene una vida media de millones de años y que es
seriamente perjudicial para el medio ambiente. Este isótopo entra en el aire desde
las plantas de energía nuclear, donde se forma durante el procesamiento del uranio
y el plutonio. Los accidentes en las plantas nucleares han provocado la emisión de
grandes cantidades de yodo radioactivo al aire.

7. Ástato (At):
Descubridor: Dale Corson, K. MacKenzie, Emilio Segrè.
Lugar de descubrimiento: USA.
Año de descubrimiento: 1940.
Origen del nombre: De la palabra griega "astatos" que significa "inestable", debido a
que este elemento carecía de isótopos estables.
Efecto ambiental: El Ástato no se da en cantidades significativas en la biosfera, así
que normalmente nunca presenta riesgos
6A OXIGENOS
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 Óxigeno
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

8. 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:
● 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

9. 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 (O)
El oxígeno con numero atomico 8, 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.

10. 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.
● 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
Símbolo: S

11. Masa atómica: 32,065 u ± 0,005 u
Configuración electrónica: [Ne] 3s²3p⁴
Número atómico: 16
Estado(s) de oxidación: -2,+2,4,6 (ácido fuerte)
Nombre, símbolo, número: Azufre, S, 16
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
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.

12. Selenio
Símbolo: Se
Configuración electrónica: [Ar] 3d104s24p4
Grupo, período, bloque: 16, 4, p
Nombre, símbolo, número: Selenio, Se, 35.5
Estado(s) de oxidación: ±2,4,6
Estado ordinario: Sólido
Radio atómico (calc): 103 pm (radio de Bohr)
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.
● 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.

13. 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
Símbolo: Te
Configuración electrónica: [Kr] 4d105s25p4
Número atómico: 52
Masa atómica: 127,6 u ± 0,03 u
Descubrimiento: 1782
Electrones por nivel: 2,8,18,18,6
Presenta una única variedad alotrópica, el Te gris, similar al Se gris. Tiene un
carácter más metálico que el anterior.
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.

14. 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
Símbolo: Po
Configuración electrónica: [Xe] 6s24f145d106p4
Descubrimiento: 1898
Número atómico: 84
Masa atómica: 209 u
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.
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.

15. 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.
5A Nitrógenos
Los elementos que componen a la familia del nitrógeno o nitrogenoides son:
■ Nitrógeno (N)
■ Fósforo (P)
■ Arsénico (As)
■ Antimonio (Sb)
■ Bismuto (Bi)
Propiedades de los Nitrogenoides:
● Poseen la siguiente estructura electrónica en la última capa:
○ N: 2 s² 2 p³
○ P: 3 s² 3 p³
○ As: 4 s² 4 p³
○ Sb: 5 s² 5 p³
○ Bi: 6 s² 6 p³
● Son muy reactivos a alta temperatura

16. ● Todos poseen al menos el estado de oxidación -3 debido a la facilidad que tienen
de ganar o compartir 3 electrones para alcanzar laconfiguración del gas noble
correspondiente
● También poseen el estado de oxidación + 5 de manera que tienen facilidad para
perder 5 electrones y quedarse con la configuración de gas noble del periodo
anterior
● En este grupo se acentúa la tendencia de las propiedades no metálicas.
● Tienen tendencia a la polimorfia, es decir, existen variedades alotrópicas con
propiedades físico-químicas muy diferentes:
○ Fósforo blanco, rojo, negro violeta
○ Arsénico gris, amarillo...
○ Antimonio gris, amarillo...
El nitrógeno (N): 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.numero atomico 7
● Solo reacciona espontáneamente en la fijación del nitrógeno del aire por bacterias
en procesos naturales que lo transforman en compuestos amoniacales o nitratos.
● El Nitrógeno es un gas incoloro que se encuentra en la atmósfera en forma de N2
con una proporción del 78%.
● También se encuenta en compuestos orgánicos como las proteínas.
● En ecología se denomina ciclo del nitrógeno al proceso en el cual el nitrógeno de
la atmósfera se sintetiza en nutrientes orgánicos
Aplicaciones del Nitrógeno: El nitrógeno tiene aplicaciones industriales muy
importantes:
● Abonos Químicos:
○ NH4NO3: Nitrato amónico. Puede ser inestable y explotar por lo que se le incorpora
caliza como carga inerte. Se obtiene el abono denominado Nitramón Cálcico.
○ NaNO3: Nitrato sódico. No se obtiene artificialmente. Fue el primer abono utilizado.
Se le llama también Nitrato de Chile. No existen yacimientos al aire libre de esta
sal soluble.
● Colorantes: se utiliza en la industria de los colorantes artificiales. La gran mayoría
de ellos tienen grupos constituidos por átomos de Nitrógeno. El ácido nítrico se
utiliza en la obtención de estos grupos.
● Explosivos: la mayoría son compuestos nitrados o nitrogenados. La nitroglicerina
fue de los primeros que se descubrió a partir de la dinamita.

17. El fósforo (P) se conoce en tres estados alotrópicos: el fósforo blanco que es muy
venenoso y ocasiona graves quemaduras; el fósforo rojo y el negro. Estos últimos
que son mas estables, se usan para hacer fósforos de seguridad.
Las sales de nitrógeno y fósforo son indispensables para la fertilidad de la tierra.
Industrialmente sirven para hacer fertilizantes. Número Atómico: 15
Obtención del Fósforo:
Se obtiene a partir de la fosforita, por reducción con carbono:
Ca3(PO4)2 + 3 SiO2 + 5 C → 3 CaSiO3 + 5 CO + 2 P
Aplicaciones del Fósforo:
● Fabricación de óxidos de Fósforo: es la principal utilización del Fósforo. El
principal de estos óxidos es el pentóxido de fósforo (P2O5) qye es un agente
fuertemente deshidratante y que se utiliza en desecadores. A partir de este óxido
se puede obtener el ácido metafosfórico (HPO3)
● Se emplea en la fabricación de cerillas. Las cerillas constan de: fósforo rojo +
vidrio + rascador
● Se utiliza en la fabricación de detergentes
Arsenico (As):
Configuración electrónica: [Ar] 3d104s24p3

18. Masa atómica: 74,9216 u ± 0,00002 u
Número atómico: 33
Punto de fusión: 614 °C
● Propiedades:
○ Al ser un metaloide, el Arsénico presenta propiedades intermedias entre los
metales y no metales
○ El Arsénico se presenta principalmente en los sulfuros
○ Es extremadamente tóxico aunque en cantidades muy pequeñas es un elemento
esencial para la vida
○ Se suele utilizar en semiconductores
○ Es buen conductor del calor aunque no así de la electricidad
Antimonio (Sb):
Configuración electrónica: [Kr] 4d105s25p3
Masa atómica: 121,76 u ± 0,001 u
Número atómico: 51
Electrones por nivel: 2, 8, 18, 18, 5
● Propiedades:
○ El Antimonio en condiciones normales es sólido, cristalino y fácil de quebrar
○ Es mal conductor térmico y eléctrico
○ Posee bajos puntos de ebullición
○ El Antimonio es un elemento semimetálico cuyo color varía entre sus diferentes
formas alotrópicas (blanco azulado, negro o amarillo)

19. ○ Es utilizado como semiconductor y también en aleaciones o mezclas para
proporcionar resistencia contra el fuego
Bismuto (Bi):
Configuración electrónica: [Xe] 4f145d106s26p3
Masa atómica: 208,9804 u ± 0,00001 u
Número atómico: 83
Electrones por nivel: 2, 8, 18, 32, 18, 5
● Propiedades:
○ El Bismuto es un metal
○ Posee propiedades diamagnéticas
○ Es mal conductor de la electricidad y del calor
○ Se emplea en diversas aleaciones
○ Es el elemento estable (no radiactivo) de mayor masa atómica

20. 4A Carbonoides
Los elementos que componen a la familia del carbono o carbonoides son:
■ Carbono (C)
■ Silicio (Si)
■ Germanio (Ge)
■ Estaño (Sn)
■ Plomo (Pb)
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.
Carbono (C): es un no metal, es uno de los elementos mas significativos de la tabla
periódica porque integra una gran cantidad de compuestos, y entre ellos a las
sustancias que forman a los seres vivos. El carbono se presenta en la naturaleza
formando distintas sustancias, como carbón de piedra, petróleo, grafito, diamante y
carbonatos.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: 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

21. de las plantas, con el hidrógeno forma numerosos compuestos denominados
genéricamente hidrocarburos.
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 en diferente forma, su textura, fuerza y color son
diferentes.
Silicio (SI): La mayor parte de las rocas está formada por silicio, es por lo tanto el
elemento mas abundante de la corteza terrestre. Actualmente se usa como
semiconductor de los circuitos de las computadoras.
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
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,

22. pilas solares y una gran variedad de circuitos electrónicos. El silicio es un elemento
vital en numerosas industrias
Germanio (Ge): Elemento químico, metálico, gris plata, quebradizo, símbolo Ge,
número atómico 32, peso atómico 72.59, punto de fusión 937.4ºC (1719ºF) y punto
de ebullición 2830ºC (5130ºF), con propiedades entre el silicio y estaño. El germanio
se encuentra muy distribuido en la corteza terrestre con una abundancia de 6.7
partes por millon (ppm). El germanio tiene una apariencia metálica, pero exhibe las
propiedades físicas y químicas de un metal sólo en condiciones especiales, dado
que está localizado en la tabla periódica en donde ocurre la transición de metales a
no metales.
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.

23. Estaño (Sn): El estaño se conoce desde antiguo: en Mesopotamia se hacían armas
de bronce, Plinio menciona una aleación de estaño y plomo, los romanos recubrían
con estaño el interior de recipientes de cobre. Representa el 0,00023% en peso de
la corteza. Raramente se encuentra nativo, siendo su principal mineral la casiterita
(SnO2). También tiene importancia la estannita o pirita de estaño. La casiterita se
muele y enriquece en SnO2 por flotación, éste se tuesta y se calienta con coque en
un horno, con lo que se obtiene el metal. Para purificarlo (sobre todo de hierro) se
eliminan las impurezas subiendo un poco por encima de la temperatura de fusión
del estaño, con lo que éste sale en forma líquida.
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 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.

24. 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.
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

25. 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.