Grupo VIIA o halógenos de la tabla periódica

GRUPOS DE LA
TABLA PERIODICA
ALGUNOS DE LOS ELEMENTOS IMPORTANTES DE LA
TABLA PERIODICA
TANIA LIZETH MERCHÁN LINARES | QUIMICA ORGANICA |
12 de febrero de 2018
PRIMERAS CALSIFICACIONES DE LA TABLA PERIODICA
La tabla periódica de los elementos es una disposición de los
elementos químicos en forma de tabla, ordenados por su
número atómico (número de protones), por su configuración de
electrones y sus propiedades químicas. Este ordenamiento
muestra tendencias periódicas, como elementos con
comportamiento similar en la misma columna.
En palabras de Theodor Benfey, la tabla y la ley periódica «son
el corazón de la química — comparables a la teoría de la
evolución en biología (que sucedió al concepto de la Gran
Cadena del Ser), y a las leyes de la termodinámica en la física
clásica». Las filas de la tabla se denominan períodos y las
columnas grupos.
Algunos grupos tienen nombres. Así por ejemplo el grupo 17
es el de los halógenos y el grupo 18 el de los gases nobles. La
tabla también se divide en cuatro bloques con algunas
propiedades químicas similares. Debido a que las posiciones
están ordenadas, se puede utilizar la tabla para obtener
relaciones entre las propiedades de los elementos, o

pronosticar propiedades de elementos nuevos todavía no
descubiertos o sintetizados. La tabla periódica proporciona un
marco útil para analizar el comportamiento químico y es
ampliamente utilizada en química y otras ciencias.
ESTRUCTURA Y ORGANIZACIÓN DE LA TABLA
PERIODICA
La tabla periódica actual es un sistema donde se clasifican los
elementos conocidos hasta la fecha. Se colocan de izquierda
a derecha y de arriba abajo en orden creciente de sus números
atómicos. Los elementos están ordenados en siete hileras
horizontales llamadas periodos, y en 18 columnas verticales
llamadas grupos o familias.
Hacia abajo y a la izquierda aumenta el radio atómico y el radio
iónico. Hacía arriba y a la derecha aumenta la energía de
ionización, la afinidad electrónica y la electronegatividad, a
continuación, te explicare que es un grupo o familia y que es
un periodo y cuales hacen parte de este:
GRUPOS:
Las columnas de la tabla reciben el nombre de grupos. Existen
dieciocho grupos, numerados desde el número 1 al 18. Los
elementos situados en dos filas fuera de la tabla pertenecen al
grupo 3.En un grupo, las propiedades químicas son muy
similares, porque todos los elementos del grupo tienen el
mismo número de electrones en su última o últimas capas. Así,
si nos fijamos en la configuración electrónica de los elementos
del primer grupo, el grupo 1 o alcalinos:
Elemento Símbolo Última capa
Hidrógeno H 1s1
Litio Li 2s1
Sodio Na 3s1

Potasio K 4s1
Rubidio Rb 5s1
Cesio Cs 6s1
Francio Fr 7s1
La configuración electrónica de su última capa es igual,
variando únicamente el periodo del elemento.
PERIODO:
Las filas horizontales de la tabla periódica son llamadas
períodos, Los elementos en el mismo período muestran
tendencias similares en radio atómico, energía de ionización,
afinidad electrónica y electronegatividad.
En un período el radio atómico normalmente decrece si nos
desplazamos hacia la derecha debido a que cada elemento
sucesivo añadió protones y electrones, lo que provoca que este
último sea arrastrado más cerca del núcleo. Esta disminución
del radio atómico también causa que la energía de ionización
y la electronegatividad aumenten de izquierda a derecha en
un período, debido a la atracción que ejerce el núcleo sobre los
electrones.
La afinidad electrónica también muestra una leve tendencia a
lo largo de un período. Los metales —a la izquierda—
generalmente tienen una afinidad menor que los no metales —
a la derecha del período—, excepto para los gases nobles.
GRUPO VII A O GRUPO DE LOS HALOGENOS
Propiedades generales del grupo VIIA:
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.
Nombres y símbolos de cada elemento del grupo:
F: Flúor.
Cl: Cloro.
Br: Bromo.
I: Yodo.
At: Astato.
Propiedades físicas y químicas de los elementos más
importantes del
grupo VIIA:
Flúor (F): 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 detrítica
para prevenir las caries.
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 1s22s22p5

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
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.
Número atómico 17
Valencia +1,-1,3,5,7
Electronegatividad 3.0
Configuración electrónica [Ne]3s23p5
Primer potencial de
ionización (eV)
13,01
Descubridor
Carl Wilhelm
Scheele en 1774
Bromo(Br): Los bromuros como sedantes. El bromuro de plata
en las placas fotográficas.

Número atómico 35
Configuración electrónica [Ar]3d104s24p5
Primer potencial
de ionización (eV)
11,91
Punto de ebullición (ºC) 58
Descubridor Anthoine Balard en 1826
Yodo(I): 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]4d105s25p5
Punto de fusión (ºC) 113,7
Descubridor Bernard Courtois en 1811

ORIGEN, UBICACIÓN Y EFECTOS AMBIENTALES
SOBRE EL AGUA, AIRE O SUELO
DICHOS ELEMENTOS O SUS COMPUESTOS:
Flúor:
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
destruido; solamente puede cambiar de forma. El flúor que se
encuentra en el suelo puede acumularse en las plantas. La
cantidad de flúor que tomen las plantas depende del tipo de
planta, del tipo de suelo y de la cantidad y tipo de flúor que se
encuentre en el suelo. En las plantas que son sensibles a la
exposición del flúor incluso bajas concentraciones de flúor
pueden provocar daños en las hojas y una disminución del
crecimiento.
Los animales que ingieren plantas que contienen flúor pueden
acumular grandes cantidades de flúor en sus cuerpos. El flúor
se acumula principalmente en los huesos. Como
consecuencia, los animales expuestos a elevadas
concentraciones de flúor sufren de caries y degradación de los
huesos.
Cloro:
Descubridor: Carl Wilhelm Scheele
Lugar de descubrimiento: Suecia.
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:
Descubridor: Antoine J. Balard.
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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:

Descubridor: Bernard Courtois.
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.
Ástato:
Descubridor: Dale Corson, K. MacKenzie, Emilio Segrè.
Lugar de descubrimiento: USA.
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.
GRUPO VI O GRUPO DEL OXIGENO
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 OXIGENO
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: 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 octaatómicas 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 Inter nuclear, 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.
Telurio
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 ypapel, 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
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 VA O FAMILIA DEL NITROGENO
Sus elementos poseen 5 electrones de valencia, por lo tanto
tienden a formar enlaces covalentes, y en ocasiones algunos
forman enlaces iónicos (Sb y Bi). A medida que se desciende.
En este grupo el nitrógeno (N) y el fósforo (P) son no metales,
el arsénico (As) y antimonio (Sb) son metaloides, y el bismuto
(Bi) es un metal. El nitrógeno existe como gas diatómico (N2),
forma numerosos óxidos, tiene tendencia a aceptar tres
electrones y formar el ion nitruro N 3- El fósforo existe como
como moléculas de P4, forma dos óxidos sólidos de fórmulas
P4O6 y P4O10. El arsénico, antimonio y bismuto tienen
estructuras tridimensionales. El bismuto es con mucho un
metal mucho menos reactivo que los de los grupos anteriores.
NITRÓGENO.
Elemento químico, símbolo N, número atómico 7, peso atómico
14.0067; es un gas en condiciones normales. El nitrógeno
molecular es el principal constituyente de la atmósfera (
78% por volumen de aire seco). Esta concentración es
resultado del balance entre la fijación del nitrógeno atmosférico
por acción bacteriana, eléctrica (relámpagos) y química

(industrial) y su liberación a través de la descomposición de
materias orgánicas por bacterias o por combustión. En estado
combinado, el nitrógeno se presenta en diversas formas. Es
constituyente de todas las proteínas (vegetales y animales),
así como también de muchos materiales orgánicos. Su
principal fuente mineral es el nitrato de sodio. Tiene reactividad
muy baja. A temperaturas ordinarias reacciona lentamente con
el litio. A altas temperaturas, reacciona con cromo, silicio,
titanio, aluminio, boro, berilio, magnesio, bario, estroncio,
calcio y litio para formar nitruros; con O2, para formar NO, y en
presencia de un catalizador, con hidrógeno a temperaturas y
presión bastante altas, para formar amoniaco.
OBTENCIÓN
El nitrógeno se obtiene a gran escala por destilación
fraccionada de aire líquido. en el laboratorio se obtiene N2 de
alta pureza por descomposición térmica de NaN3.
APLICACIONES
La mayor parte del nitrógeno se utiliza en la formación de
amoniaco. Ademas, el nitrógeno liquido se utiliza
extensamente en criogenia para alcanzar bajas temperaturas
y como gas para crear atmósferas inertes. obtención de
fertilizantes. se usa en pequeñas cantidades en lamparas
es componente básico del ácido nítrico, amoniaco, cianamidas,
tintes, compuestos de colado o de plásticos derivados de la
urea. Cianuros y nitruros para cubiertas endurecedoras de
metales y numerosos compuestos orgánicos sintéticos y otros
nitrogenados.
PROPIEDADES
Símbolo N
Número atómico 7
Valencia 1,2,+3,-3,4,5

Radio atómico (Å) 0,92
Configuración electrónica 1s22s22p3
Punto de ebullición (ºC) -195,79 ºC
Descubridor Rutherford en 1772
FÓSFORO.
Existen 3 formas alotrópicas más importantes que son: blanco,
negro y rojo.
Fósforo blanco: Es muy venenoso, insoluble en agua pero
soluble en benceno y sulfuro de carbono. Es una sustancia
muy reactiva, su inestabilidad tiene su origen en el ángulo de
60º de las unidades P4. Es la más reactiva de todas las formas
alotrópicas.
Fósforo negro: Es cinéticamente inerte y no arde al aire incluso
a 400°C.
Fósforo rojo: No es venenoso, insoluble en todos los
disolventes y arde al aire por encima de los 400°C. Reacciona
con los halógenos con menor violencia. Tiene una estructura
polimérica con tetraedros P4 unidos entre sí.
OBTENCIÓN.
Fósforo blanco: Se obtiene al calentar Ca3(PO4)2 con arena
(SiO2) y coque a 1400°C
Fósforo negro: Resulta de calentar el fósforo blanco a altas
presiones.
Fósforo rojo: Se obtiene calentando el blanco en atmósfera
inerte a 250°C.

APLICACIONES.
El fósforo blanco se utiliza como incendiario, pero los
compuestos de fósforo más empleados son el ácido fosfórico
y los fosfatos.
Acero: desoxidante; aumenta la resistencia y la resistencia a
la corrosión ayudan a que las laminas de acero no se peguen
entre sí.
Bronce: Desoxidante; incrementa la dureza.
Cobre: Desoxidante , incrementa la dureza y la resistencia;
reduce la conductividad eléctrica.
Latón: Desoxidante
Pigmentos colorantes: Azules, verdes.
Vidrio: vidrio especial resistente al ácido fluorhídrico;
opacador.
Textiles: Mordente.
Los fósforos blanco y rojo se obtienen comercialmente, pero
tienen pocos usos, ademas de los de producir fuego.
El fósforo no se encuentra libre en la naturaleza. Sin embargo,
sus compuestos abundan y están distribuidos ampliamente; se
encuentran en muchos yacimientos de roca y minerales. El
fósforo es uno de los elementos esenciales para el crecimiento
y desarrollo de las plantas.
PROPIEDADES
Símbolo P
Número atómico 15
Valencia +3,-3,5,4

Estado de oxidación +5
Configuración electrónica [Ne]3s23p3
Descubridor Hennig Brandt en 1669
ARSÉNICO
El arsénico se encuentra en cuatro formas alotrópicas metálica
o arsénico alfa, gris, parda y amarilla. Tiene propiedades a la
vez metálicas y no metálicas. Se sublima a 450 °C, sin fundir,
dando vapores amarillos. El arsénico amarillo, porla acción de
la luz, pasa a la forma parda y finalmente, a la gris. El arsénico
metálico arde a 180 °C desprendiendo un olor a ajo muy
característico, que permite reconocer hasta tazas de arsénico.
El arsénico es un metal de color gris de plata, extremadamente
frágil y cristalizado que se vuelve negro al estar expuesto al
aire. Es inadecuado para el uso común de los metales dada su
toxicidad (extremadamente venenoso). Es considerado como
un elemento perjudicial en las aleaciones, ya que tiende a bajar
el punto de fusión y a causar fragilidad.
APLICACIONES:
El arsénico se usa en aleaciones no ferrosas para aumentar
la dureza de las aleaciones de plomo facilitando la fabricación
de perdigones
Se aplica en la elaboración de insecticidas ( arseniato de
calcio y plomo), herbicidas, raticidas y fungicidas

Fabricación de vidrio, textiles, papeles, adhesivos de metal,
preservantes de alimentos, procesos de bronceado y
conservación de pieles
El arsénico de máxima pureza se utiliza para la fabricación
desemiconductores
Se aplica en la elaboración de insecticidas ( arseniato de
calcio y plomo),herbicidas, raticidas y fungicidas
Se utiliza como colorantes de algunas pinturas y papeles en
cerámicas y vidriería.
Se usa en la industria de la pirotecnia para la preparación de
bengalas.
Se encuentra comercialmente como metal en forma de
terrones, en polvo o aleaciones.
PROPIEDADES
Símbolo As
Número atómico 33
Valencia +3,-3,5
Configuración electrónica [Ar]3d104s24p3
Punto de fusión (ºC) 817
Descubridor Antigüedad

ANTIMONIO
El antimonio no es un elemento abundante en la naturaleza,
muy rara vez se encuentra en forma natural y con frecuencia
se encuentra como una mezcla isomorfa con arsénico
(allemonita). Su símbolo Sb se obtiene de la palabra
Stibium.Es duro, frágil y cristalizado que no es ni maleable ni
dúctil. Se encuentra en dos formas: amarilla y gris. La forma
amarilla es metaestable y se compone de moléculas Sb4, la
forma gris es metálica, la cual cristaliza en capas formando una
estructura romboédrica. El antimonio tiene una conductividad
eléctrica menos en estado sólido que en estado líquido lo cual
lo hace diferente a los metales normales, en forma metálica es
muy quebradizo, de color blanco-azuloso con un brillo metálico
característico, de apariencia escamosa.
APLICACIONES:
Producción de diodos, detectores infrarrojos y dispositivos
de efecto Hall.
Es usado como un aleante, ya que incrementa mucho la
dureza y resistencia a esfuerzos mecánicos de la aleación.
Aleaciones como Peltre, metal antifricción (con estaño), etc.
Baterías, acumuladores, recubrimiento de cables, cojinetes
y rodamientos.
Sus compuestos en forma de óxidos se utilizan para la
fabricación de materiales resistentes al fuego, tales como:
esmaltes, vidrios, pinturas y cerámicos.
El más importante de los compuestos en forma de óxido es
el trióxido de antimonio el cual se usa principalmente como
retardante de llama.El antimonio se obtiene calentando el
sulfuro con hierro, o calentando el sulfuro y el sublimado
Sb4O6 obtenido se reduce con carbono. El antimonio de alta
pureza se produce por refinado electrolítico.
PROPIEDADES
Símbolo Sb

Número atómico 51
Valencia +3,-3,5
Configuración electrónica [Kr]4d105s25p3
BISMUTO
Es un metal pesado (es el elemento más metálico de este
grupo), de color blanco grisáceo y cristalizado que tiene brillo
muy apreciable. Es una de los pocos metales que se dilatan en
su solidificación, también es el más diamagnético de todos los
metales y su conductividad térmica es menor que la de otros
metales (excepto la del mercurio). Se oxida ligeramente
cuando esta húmedo y es inerte al aire seco a temperatura
ambiente, cuando supera su punto de fusión se forma
rápidamente una película de óxido.
APLICACIONES:
Manufactura de compuestos farmacéuticos.
Manufactura de aleaciones de bajo punto de fusión.
Se utiliza en rociadoras automáticas, sellos de seguridad
para cilindros de gas comprimido, soldaduras especiales.
Las aleaciones que se expanden al congelarse se usan en
fundición y tipos metálicos.
Se encuentra naturalmente como metal libre y en minerales,
sus principales depósitos se encuentran en suramerica,

aunque en norteamerica se obtiene como subproducto del
refinado de minerales de plomo y cobre.
PROPIEDADES
Símbolo Bi
Número atómico 83
Valencia 3,5
Configuración electrónica [Xe]4f145d106s26p3
Densidad (g/ml) 9,8
GRUPO IV O CARBONOIDES
Estos elementos componen más del 28% en masa de la
corteza, siendo el silicio el más abundante, luego seguido del
carbono. El germanio es el elemento menos abundanteEl
silicio es el elemento principal de toda la estructura inorgánica
y el carbono es el responsable de la vida orgánica de la
superficie terrestre. Los elementos metálicos de este grupo
están clasificados en la tabla periódica como “otros metales”
junto a los grupos 13 y 15. Poseen cuatro electrones en su nivel
energético más externo y presentan la siguiente configuración
electrónica: ns2np2 (2 electrones s y 2 electrones p),
exhibiendo los siguientes estados de oxidación: +4, +2 y -4: los
compuestos con +4 y la mayoría de los de número de oxidación
+2 son covalentes. El único ion -4 es el carburo.

Propiedades físicas
Las propiedades físicas de este grupo varían mucho en cada
elemento y el carácter metálico aumenta a medida que se
desciende en el mismo. Por ejemplo, el primer elemento del
grupo, el carbono es un no metal duro y sólido a temperatura
ambiente. Este elemento puede encontrarse en la naturaleza
en forma de carbono amorfo (grafito) y en forma de diamante.
Ambas formas alotrópicas poseen coloraciones distintas,
siendo el grafito de color negro y el diamante incoloro. Los
elementos silicio y germanio, son los metaloides del grupo, y
presentan una dureza intermedia. El silicio posee propiedades
intermedias entre el carbono y el germanio. Su forma cristalina
es bastante dura y muestra un brillo metálico de color grisáceo.
El metaloide germanio es de color blanco grisáceo lustroso,
quebradizo y conserva el brillo a temperaturas normales. Este
elemento exhibe la misma estructura cristalina que el
diamante. Los metales de este grupo son el estaño y el plomo.
El estaño es de color plateado y maleable. Por su parte, el
plomo es un metal pesado que rara vez se encuentra en estado
elemental. Es de color plateado con tono azulado, que se
empaña para adquirir un color gris mate. Es flexible, inelástico
y se funde con facilidad. Los puntos de fusión y ebullición son
menores a medida de que se desciende en el grupo. Esto
debido a que se pierde la fuerza de enlace entre los átomos.
Propiedades químicas
Los elementos del grupo 14 poseen algunas propiedades
químicas similares, entre estas tenemos:
No reaccionan con el agua.
El germanio, estaño y plomo son atacados por los ácidos.
Son atacados por disoluciones alcalinas desprendiendo
hidrógeno, a excepción del elemento carbono.
Reaccionan con el oxígeno formando óxidos. Siendo los
óxidos de carbono y silicio ácidos, el de estaño anfótero (es

decir, que reacciona con ácidos y bases calientes) y lo mismo
sucede con el plomo.
Al formar hidruros presentan la habilidad de formar
concatenación. La concatenación es la propiedad que poseen
algunos elementos de unirse con otro átomo del mismo
elemento para formar cadenas ya sea lineales ramificadas o
cíclicas. Esta predisposición disminuye al descender en el
grupo. La concatenación se le atribuye al elemento carbono,
aunque también es un fenómeno suscitado en el silicio. Este
fenómeno es la raíz de la química orgánica.
Carbono.
El carbono presenta dos formas alotrópicas el carbono amorfo
que es el grafito y el carbono cristalino que es el diamante.
Ambos presentan usos bastantes importantes. El grafito se
mezcla con la arcilla para elaborar las puntas de los lápices.
Otra aplicación es como aditivo en lubricantes. También se
emplea en la preparación de pinturas anti-radar usadas en el
camuflaje de vehículos y aviones militares. Por su parte, el
diamante se utiliza para la elaboración de joyas y como
material de corte ya que este presenta una dureza 10 en la
escala de Mohs. El carbono presenta múltiples aplicaciones
siendo la más importante como componente de hidrocarburos,
principalmente los combustibles fósiles, es decir, petróleo y
gas natural. Del petróleo se pueden obtener, después del refino
en plantas petroquímicas, los siguientes derivados:
Gases: Empleados para combustible doméstico y de
transporte.
Gasolinas: Usados como combustible para motores
industriales y automóviles.
Querosén: Combustible de aviación.
Gas-oil: Usado como combustible en motores diesel.
Aceites lubricantes: Empleados en la industria química como
engrasado de máquinas o explosivos.

Asfaltos: Para la pavimentación de carreteras.
Parafinas y carbón de coque: Empleados en altos hornos.
Vaselina: Utilizada para pomadas y ungüentos.
Otros subproductos son: alcoholes y bencenos utilizados en la
elaboración de fibras textiles, plásticos, lacas, colorantes y
disolventes. Entre otros usos, el carbono también se emplea
en aleaciones para obtener acero. El acero es una mezcla de
hierro con una cantidad de carbono variable entre el 0,03 % y
el 2,14 % en masa de su composición, dependiendo del grado.
En el campo de la medicina se utiliza las pastillas de carbón
activado para absorber las toxinas del sistema digestivo en
caso de intoxicación, tanto en personas como animales.
También se usa como medicina para los problemas digestivos
o de flatulencia. Dentro de otras aplicaciones tenemos que se
emplea en la extracción de metales, la esterilización de agua
potable, en el tratamiento de aguas residuales, purificación de
jarabe de azúcar y de glicerina, en mascarillas antigás, en
filtros purificadores y en controladores de emisiones de
coches, entre otros. El hollín es un pigmento formado
principalmente de carbono, que se adquiere mediante la
combustión incompleta de diferentes materiales, como aceites,
grasas, brea, hulla, maderas resinosas, plantas o gas. Este se
agrega a la goma para optimizar sus propiedades mecánicas.
Además se utiliza en la producción de electrodos para las
baterías. La fibra de carbono se emplea para mejorar la
resistencia mecánica en resinas de poliéster, pero sin
aumentar la masa de las mismas.
Silicio.
El silicio es un semimetal y por lo tanto un semiconductor. Este
elemento puede controlar el flujo eléctrico mediante el uso de
partes de silicio; lo que lo hace indispensable en la industria
eléctrica. Se utiliza en los ordenadores, radios, células solares,
pantallas LCD y otros aparatos semiconductores. El silicio se
usa como semiconductor El silicio también se emplea

ampliamente en aleaciones con el aluminio para elaborar
piezas fundidas. Dichas se emplean habitualmente en la
industria automovilística para producir piezas para autos.De
los compuestos importantes del silicio está el óxido de silicio
(IV) o dióxido de silicio (SiO2) o como se le conoce también
sílice. Este compuesto se puede encontrar en la arena. La
sílice se emplea para elaborar vidrio artificial, cerámicas,
ladrillos, cemento, entre otros. El gel de sílice es un desecante,
es decir que absorbe la humedad del lugar en que se halla.
Las siliconas son materiales que se encuentran dentro del
grupo de los polímeros y es un derivado del silicio. Poseen un
sin número de aplicaciones como por ejemplo: como
selladores en la fabricación de acuarios, en la industria
automotriz como lubricante para los frenos, como
recubrimiento en telas, en el campo de la medicina para la
elaboración de implantes quirúrgicos, en utensilios de cocina,
juguetes y como componente activo en los antiespumas.
Germanio.
El germanio al igual que el silicio es un semiconductor
ampliamente utilizado en la industria electrónica.También se
emplea en aleaciones con galio y arsénico para elaborar
transistores y todo tipo de aparatos tecnológicos. Los cristales
de germanio al mezclarse con elementos como fosforo,
arsénico, antimonio, boro, aluminio y galio se comportan como
rectificadores y por lo tanto es empleado desde la segunda
guerra mundial como detectores para ultra alta frecuencia
(UHF) en señales de radar y radio. Estos cristales también son
utilizados como transistores y diodos. El óxido de germanio es
empleado en el campo de la medicina como remedio en el
tratamiento de algunos tipos de anemia. También se utiliza en
la producción de vidrio óptico.
Estaño.

El estaño es usado abundantemente en aleaciones con otros
elementos como por ejemplo, con el cobre para obtener
bronce, con el plomo en la soldadura, con el titanio para la
industria aeroespacial. Por su parte, la aleación estaño-plomo-
antimonio se usa para producir el metal de imprenta. Aleado
con el niobio es usado en semiconductores y en el galvanizado
de hilos conductores. Este elemento es usado, de igual
manera, como capa protectora en el revestimiento de latas de
hierro y cobre. Se emplea para disminuir la fragilidad del vidrio.
Algunos compuestos de estaño también se usan en fungicidas,
tintes, pastas dentales y tintes.
Plomo.
El plomo posee una gran cantidad de aplicaciones siendo la
más destacada en la elaboración de baterías. También se
emplea en aleaciones, como por ejemplo con estaño para
usarse en soldadura, revestimiento y utensilios de radiaciones.
Aleado con arsénico para la insonorización de edificaciones,
elaboración de perdigones, entre otros. Algunos de los
compuestos de plomo se utilizan en la industria del vidrio como
aditivo y pigmento, en la industria electrónica para tubos de
televisión, en la industria del plástico como estabilizante, entre
otros. De igual manera, se utilizan como antidetonantes en la
gasolina y en pinturas y barnices pero actualmente se han ido
reemplazando su uso por la toxicidad del mismo.
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 4A

Los elementos que componen a la familia del carbono o
carbonoides son:
 Carbono (C)
 Silicio (Si)
 Germanio (Ge)
 Estaño (Sn)
 Plomo (Pb)
El carbono 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.
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.
GRUPO 5A
El grupo del nitrógeno o de los nitrogenados conforma el
grupo 15 de la tabla periódica (antiguo grupo VA) y está
compuesto por los siguientes elementos: nitrógeno, fósforo,
arsénico, antimonio y bismuto. Todos ellos poseen 5
electrones de valencia (última capa s2
p3
).
Suelen formar enlaces covalentes entre el nitrogeno y el
fosforo.
Propiedades

A alta temperatura son muy reactivos y suelen formarse
enlaces covalentes entre el N y el P y enlaces iónicos entre Sb
y Bi y otros elementos. El nitrógeno reacciona con O2 y H2 a
altas temperaturas.
Ejemplo de reacción con H2:
N2 + 3H2 → 2NH3
El bismuto reacciona con O2 y con halógenos, formando
bismita y bismutina entre otros compuestos..
A continuación se muestra una tabla con las características
generales de estos elementos.
Propiedad N P As Sb Bi
Estructura electrónica
externa
2 s² 2
p³
3 s² 3
p³
4 s² 4
p³
5 s² 5
p³
6 s² 6
p³
Densidad (Kg/m³)
1’25
(1)
1.820 5.780 6.690 8.900
Punto de fusión (°C) -210 44 814 613 271
1ª Energía de ionización
(KJ/mol)
1.402 1.012 947 834 703
Electronegatividad 3’0 2’1 2’1 1’9 1’8
Estados de oxidación
comunes
-3, +5 ±3, +5 ±3, +5 ±3, +5 ±3, +5
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.
GRUPO 6A
Grupo del Oxigeno
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: 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 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 7A
Propiedades generales del grupo VIIA:
 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.

Nombres y símbolos de cada elemento del grupo:
F: Flúor.
Cl: Cloro.
Br: Bromo.
I: Yodo.
At: Astato.
Propiedades físicas y químicas de los elementos más
importantes del grupo VIIA:
Flúor (F): 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.
Número atómico 9
Valencia -1

Configuración
electrónica
1s2
2s2
2p5
Primer potencial de
ionización (eV)
17,54
Descubridor
Moissan en
1886
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.
Número atómico 17
Estado de
oxidación
-1
Electronegatividad 3.0
Radio covalente
(Å)
0,99

Configuración
electrónica
[Ne]3s2
3p5
Primer potencial
de ionización (eV)
13,01
Masa atómica
(g/mol)
35,453
Punto de ebullición
(ºC)
-34,7
Punto de fusión
(ºC)
-101,0
Descubridor
Carl Wilhelm
Scheele en
1774
Bromo(Br): Los bromuros como sedantes. El bromuro de plata
en las placas fotográficas.
Número atómico 35
Estado de
oxidación
-1
Radio covalente (Å)1,14

Configuración
electrónica
[Ar]3d10
4s2
4p5
Primer potencial
de ionización (eV)
11,91
Masa atómica
(g/mol)
79,909
Punto de ebullición
(ºC)
58
Punto de fusión
(ºC)
-7,2
Descubridor
Anthoine Balard
en 1826
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.
Número atómico 53

Configuración electrónica [Kr]4d10
5s2
5p5
Primer potencial de ionización
(eV)
10,51
Descubridor
Bernard Courtois en
1811
Origen, ubicación y efectos ambientales sobre el agua, aire o
suelo de dichos elementos o sus compuestos:
Flúor
Descubridor: Henri Moissan.
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 de flúor sufren de caries y degradación de los
huesos.
Cloro
Descubridor: Carl Wilhelm Scheele
Lugar de descubrimiento: Suecia.
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:
Descubridor: Antoine J. Balard.

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
Descubridor: Bernard Courtois.
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.
Ástato
Descubridor: Dale Corson, K. MacKenzie, Emilio Segrè.
Lugar de descubrimiento: USA.
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
La configuración electrónica se va repitiendo en cada uno
de los elementos de un mismo grupo o columna.
Por tanto, se puede deducir la configuración electrónica de
los elementos en función de la posición que ocupa éste en el
Sistema Periódico.

Para ello, primero hay que decir que los elementos en la
Tabla Periódica están ordenados en orden creciente del
número atómico o número de protones del núcleo.
En segundo lugar, habría que hacer referencia a la
configuración electrónica de los átomos de los elementos. La
configuración electrónica sería la distribución más estable y
más probable de los electrones en torno al núcleo. Los
electrones se distribuyen de esta manera:
Los electrones se van colocando primero en los niveles
principales de menos energía. La energía en los niveles tiene
este orden: 1(K)< 2(L)< 3(M)< 4(N)< 5(O)< 6(P)< 7(Q). El
número máximo de electrones que puede haber en cada nivel
viene dado por esta expresión matemática: 2n2
, donde n
representa el número de orden del nivel. Entonces: en el
primero habrá 2·12
= 2 electrones máximo; en el segundo habrá
8 electrones como máximo; en el tercero, 18 electrones; en el
cuarto, 32 electrones;... En ningún átomo el nivel externo
puede tener más de 8 electrones.
Dentro de cada nivel, los electrones se encuentran ocupando
determinadas regiones, llamadas orbitales. En un nivel hay
tantas formas de orbital como indica su número de orden: en
el primero (K), hay un solo orbital; en el segundo (L), hay dos
tipos de orbital; ... Los orbitales se designan con las letras s, p,
d, f, g,...
El número máximo de electrones presentes en cada orbital es
el siguiente: s, 2; p, 6; d, 10; f, 14.
Por tanto, el máximo número de electrones en cada nivel
energético será:

Nivel energético Orbitales Nº total de
electrones
n=1K 1s2
2
n=2L 2s2
, 2p6
8
n=3M 3s2
, 3p6
, 3d10
18
n=4N 4s2
, 4p6
, 4d10
,
4f14
32
En cada orbital pueden existir, como máximo, dos electrones.
Así, en cada nivel habrá estos orbitales: K: 1 orbital s; L: 1
orbital s y 3 orbitales p; M: 1 orbital s, 3 orbitales p y 5 orbitales
d; N: 1 orbital s, 3 orbitales p, 5 orbitales d y 7 orbitales f.
Así, si nos fijamos en los grupos correspondientes a los
elementos representativos (1A, 2A, 3A, 4A, 5A, 6A, 7A, 8A) a
partir del segundo periodo se va repitiendo la configuración
electrónica de la última capa (electrones de valencia).
1A 2A 3A 4A 5A 6A 7A 8A
2 Li 2s
1
B
e
2s
2
B 2s
2
2p
1
C 2s
2
2p
2
N 2s
2
2p
3
O 2s
2
2p
4
F 2s
2
2p
5
N
e
2s
2
2p
6
3 N
a
3s
1
M
g
3s
2
Al 3s
2
3p
1
Si 3s
2
3p
2
P 3s
2
3p
3
S 3s
2
3p
4
S 3s
2
3p
5
Ar 3s
2
3p
6
4 K 4s
1
C
a
4s
2
G
a
4s
2
G
e
4s
2
A
s
4s
2
S
e
4s
2
B
r
4s
2
Kr 4s
2

4p
1
4p
2
4p
3
4p
4
4p
5
4p
6
5 R
b
5s
1
Sr 5s
2
In 5s
2
5p
1
S
n
5s
2
5p
2
S
b
5s
2
5p
3
T
e
5s
2
5p
4
I 5s
2
5p
5
X
e
5s
2
5p
6
6 C
s
6s
1
B
a
6s
2
Tl 6s
2
6p
1
P
b
6s
2
6p
2
Bi 6s
2
6p
3
P
o
6s
2
6p
4
A
t
6s
2
6p
5
R
n
6s
2
6p
6
 Valencia de los elementos
Se le denomina valencia a la capacidad que tiene un átomo
para combinarse con otros. Se mide por el número de
electrones que es capaz de ganar, perder o compartir, con el
fin de adquirir una estructura estable. Todos los elementos de
un mismo grupo poseen el mismo número de electrones de
valencia. Se llaman electrones de valencia los electrones
situados en la capa de valencia, es decir, en la capa más
externa de cualquier átomo.
Cada elemento tiende a alcanzar la configuración
electrónica del gas noble que se encuentra más próximo en la
Tabla Periódica. La estructura de los gases nobles es muy
estable, ya que el último electrón de estos elementos completa
los orbitales p.

También denominado Sistema Periódico, es un

esquema de todos los elementos químicos dispuestos por
orden de número atómico creciente y en una forma que
refleja la estructura de los elementos. Los elementos están
ordenados en 7 hileras horizontales, llamadas periódos, y en
18 columnas verticales, llamadas grupos.
Los grupos o columnas verticales de la tabla periódica fueron
clasificados tradicionalmente de izquierda a derecha utilizando
números romanos seguidos de las letras “A” o “B”, en donde la
“B” se refiere a los elementos de transición. En la actualidad ha
ganado popularidad otro sistema de clasificación, que ha sido
adoptado por la Unión Internacional de Química Pura y
Aplicada (IUPAC, siglas en inglés). Este nuevo sistema
enumera los grupos consecutivamente del 1 al 18 a través de
la tabla periódica.
LEY PERIÓDICA
Esta ley es la base de la tabla periódica y establece que las
propiedades físicas y químicas de los elementos tienden a
repetirse de forma sistemática conforme aumenta el número
atómico. Todos los elementos de un grupo presentan una gran
semejanza y, por lo general, difieren de los elementos de los
demás grupos.
Clasificación Periódica
El procedimiento para clasificar los elementos colocándolos
por orden de su número atómico y el comportamiento químico
de los elementos llevó a dividirla en:
 7 renglones horizontales llamados “períodos”, que
corresponden a cada una de las 7 capas o niveles de
energía: K, L, M, N, O, P, Q.
 El número de columnas verticales se denomina
“grupos”: I, II, III, IV, IV, VI, VII y VIII, y para que los

elementos de propiedades semejantes se encuentren
unos debajo de otros , cada uno de las grupos ha sido
dividido en 2 subgrupos, a los que se les designa con la
letra A y B. Por último está el “grupo O” o gases nobles,
que tienen como común denominador, la última capa
orbital llena.
La importancia de la tabla periódica radica en determinar:
 Número atómico
 Masa atómica
 Símbolo
 Actividad Química
 Características del elemento por su grupo y período
 Tipo o forma del elemento (gas, líquido, sólido, metal o no
metal)
Períodos
 1er período: se capa característica es la K y tiene
únicamente 2 elementos (H y He).
 2do período: comprende en la estructura de sus átomos
hasta la capa L, se le llama período corto por tener
únicamente 8 elementos.
 3er período: su última capa es la M; también es un
período corto de 8 elementos.
 4to período: su capa característica es la N, y contiene 18
elementos.
 5to período: su capa característica es la O, contiene 18
elementos.
 6to período: su capa característica es la P, contiene 32
elementos.
 7mo período: su capa característica es la Q, contiene 19
elementos. Es la última capa orbital posible de un
elemento.

Grupos o familias
 Grupo IA: son los metales alcalinos: litio, sodio, potasio,
rubidio y cesio. Su número de valencia es +1.
 Grupo IIA: son los metales alcalinos-térreos: berilio,
magnesio, calcio, estroncio, bario y radio. Su número de
valencia es +2.
 Grupo IIIA: son los metales térreos: boro y aluminio. Su
número de valencia es +3.
 Grupo IVA: familia del carbono; los primeros son dos no
metales (carbono y silicio), y los tres últimos son metales
(germanio, estaño, y plomo). Sus valencias más comunes
son +2 y +4.
 Grupo VA: familia del nitrógeno: nitrógeno y fósforo (no
metales), arsénico, antimonio y bismuto (metales). Su
número de valencia más común es +1,+3,+5,-1 y -3.
 Grupo VIA: familia del oxígeno: oxígeno, azufre, selenio
y teluro (no metales). Valencias -2, +2, +4 y +6.
 Grupo VIIA: familia de los halógenos: flúor, cloro, bromo
y yodo. Son no metales. Valencias -1, +1, +3, +5 y +7.
 Grupo IB al VIIB: son los elementos de transición:
todos ellos metales, entre los que destacan están: níquel,
cobre, zinc, oro, plata, platino y mercurio. Su número de
valencia varía según el elemento.
 Grupo VIII: en cada período abarca 3 elementos: fierro,
cobalto y níquel; rutenio, rodio y paladio; osmio, iridio y
platino. Sus números de valencia varían según el
elemento.
 Grupo VIIIA u O: son los gases nobles: helio, neón,
argón, kriptón, xenón y radón. Su número de valencia es
0.
METALES
De los 118 elementos son 94 metales, se encuentran en la
naturaleza combinados con otros elementos, el oro, la plata, el

cobre y platino se encuentran libres en la naturaleza. Son
elementos metálicos.
 GRUPO IA: excepto el hidrógeno.
 GRUPO IIA: todos.
 GRUPO IIIA: excepto el boro.
 GRUPO IVA: excepto el carbono y el silicio.
 GRUPO VA: Sólo el antimonio y bismuto.
 GRUPO VIA: Sólo el polonio.
Oro nativo, perfecta ejemplificación de los elementos
metálicos.
A todos los elementos de los grupos B, se les conoce también
como metales de transición. Algunas de las propiedades
físicas de estos elementos son:
 Son sólidos, menos el mercurio.
 Estructura cristalina.
 Brillo metálico y reflejan la luz.
 Dúctiles y maleables.
 Conductibilidad (calor y electricidad).
 Punto de fusión y ebullición alto.
Entre sus propiedades químicas se encuentran:

 Sus átomos tienen 1,2 o 3 electrones en su última capa
electrónica.
 Sus átomos generalmente siempre pierden dichos
electrones formando iones positivos.
 Sus moléculas son monoatómicas.
 Se combinan con los no metales formando sales.
 Se combinan con el oxígeno formando óxidos, los cuales,
al reaccionar con el agua, forman hidróxidos.
 Se combinan con otros metales formando “aleaciones”.
NO METALES
Molécula de agua, formada por 2 elementos no metálicos.
Sólo 22 elementos dentro del sistema periódico son no
metales. A saber:
 GRUPO IA: Hidrógeno.
 GRUPO IIA: ninguno.
 GRUPO IIIA: Boro.
 GRUPO IVA: El carbono y el silicio.
 GRUPO VA: Nitrógeno, fósforo y arsénico.
 GRUPO VIA: Todos, excepto el polonio.
 GRUPO VIIA: Todos.
 GRUPO VIIIA: Todos.
Entre sus propiedades físicas podemos encontrar:

 Son sólidos y gaseosos a temperatura ambiente, excepto
el bromo que es líquido.
 No tienen brillo y no reflejan la luz.
 Son malos conductores de calor y electricidad.
 Son sólidos quebradizos, por lo que no son dúctiles no
maleables.
Y entre sus propiedades químicas tenemos que se dividen en
2 grupos: los gases nobles y los no metales.
GASES NOBLES:

Luces de neón en ciudad de China. El neón, es un gas
noble.
Sumamente estables.
 Difícilmente forman compuestos con otros elementos.
 Son malos conductores de calor y electricidad.
 Son moléculas monoatómicas.
 Su última capa de electrones está completa.
NO METALES
 Sus átomos tienen en la última capa 4, 5, 6 o 7 electrones.
 Aceptan electrones en su última capa, formando iones
negativos.
 Son moléculas diatómicas.

 Forman sales en combinación con los metales.
o Forman en combinación con el oxígeno, los
anhídridos y con el hidrógeno los hidruros.
o Los anhídridos al reaccionar con el agua forman
ácidos.
o Algunos elementos presentan el fenómeno de
alotropía.
Propiedades Periódicas
 Radio atómico: es la distancia que hay desde el centro
del núcleo hasta el electrón más externo del mismo. El
aumento del radio atómico está relacionado con el
aumento de protones y los niveles de energía. Al estudiar
la tabla periódica se observa que el radio atómico de los
elementos aumenta conforme va de arriba hacia abajo
con respecto al grupo que pertenece, mientras que
disminuye conforme avanza de izquierda a derecha del
mismo modo.

La imagen muestra como se comporta el crecimiento del
radio atómico en la tabla periódica.
 Energía de ionización: se denomina a la cantidad de
energía necesaria para desprender un electrón a un
átomo gaseoso en su estado basal. Lo anterior tiene una
relación intrínseca, puesto que dentro de cada período, la
primera energía de ionización de los elementos aumenta
con el número atómico, mientras que dentro de un grupo
disminuye conforme el núcleo atómico aumenta. Dicho
de otra forma, la energía de ionización disminuye dentro
de una familia o grupo conforme el tamaño atómico
aumenta.
Diagrama que muestra como se comporta la energía de
ionización en el sistema periódico.
 Afinidad electrónica: es la energía desprendida por
dicho átomo cuando éste capta un electrón. Con relación
a la tabla periódica tenemos que: aumenta en los grupos
de abajo hacia arriba y de izquierda a derecha.
 Electronegatividad: medida relativa del poder de atraer
electrones que tiene un átomo cuando forma parte de un
enlace químico. La electronegatividad aumenta de
izquierda a derecha y de abajo hacia arriba. La afinidad

electrónica y la electronegatividad no son iguales, ya que
el primero es la atracción de un átomo sobre un electrón
aislado, mientras que el segundo es la medida de la
atracción que ejerce ese átomo sobre uno de los
electrones que forman parte de un enlace y que comparte
con otro átomo.
La electronegatividad en la tabla periódica, desde el
Francio (el menos) hasta el Flúor, el elemento más
electronegativo.
Un grupo es una columna de la tabla periódica de los
elementos. Hay 18 grupos en la tabla periódica estándar.
No es coincidencia que muchos de estos grupos correspondan
a conocidas familias de elementos químicos, ya que la tabla
periódica se ideó para ordenar estas familias de una forma
coherente y fácil de ver. La explicación moderna del
ordenamiento en la tabla periódica es que los elementos de un
grupo tienen configuraciones electrónicas similares en los
niveles de energía más exteriores; y como la mayoría de las
propiedades químicas dependen profundamente de las
interacciones de los electrones que están colocados en los
niveles más externos los elementos de un mismo grupo tienen
propiedades físicas y especialmente químicas parecidas.
Numeración de los grupos

Actualmente la forma en la que se suelen numerar los 18
grupos es empleando el sistema recomendado por la IUPAC
(International Union of Pure and Applied Chemistry) en 1985,
que consiste en utilizar números arábigos. De esta forma la
primera columna es el grupo 1, la segunda el grupo 2, y así
hasta la decimoctava que corresponde al grupo 18.
Anteriormente a la forma de la IUPAC existían dos maneras de
nombrar los grupos empleando números romanos y letras, un
sistema europeo y otro estadounidense, ambos cada vez más
en desuso. En el sistema europeo primero se pone el número
romano y luego una A si el elemento está a la izquierda o una
B si lo está a la derecha. En el estadounidense se hace lo
mismo pero la A se pone cuando se trata de elementos
representativos (grupos 1, 2 y 13 a 18) y una B para los
elementos de transición. En ambos casos, los grupos se
numeran del I al VIII, comprendiendo el grupo octavo de los
elementos de transición tres columnas de la tabla periódica que
se denominan tríadas.
IUPAC Europa EE. UU. Nombre
Grupo 1 IA IA Metales alcalinos
Grupo 2 IIA IIA Metales alcalinotérreos
Grupo 3 IIIA IIIB
Metales de transición
Los elementos del bloque f,
lantánidos y actínidos
reciben la denominación de
metales de transición interna
o tierras raras.
Grupo 4 IVA IVB
Grupo 5 VA VB
Grupo 6 VIA VIB
Grupo 7 VIIA VIIB
Grupo 8 VIIIA VIIIB

Grupo 9
Grupo 10
Grupo 11 IB IB
Grupo 12 IIB IIB
Grupo 13 IIIB IIIA Térreos
Grupo 14 IVB IVA Carbonoides
Grupo 15 VB VA Nitrogenoides
Grupo 16 VIB VIA Anfígenos o calcógenos
Grupo 17 VIIB VIIA Halógenos
Grupo 18 VIIIB VIIIA Gases nobles
Las denominaciones de los grupos 13 a 16 están en desuso
El grupo de carbono es un grupo de la tabla periódica
integrado por los elementos: carbono (C), silicio (Si), germanio
(Ge), estaño (Sn), plomo (Pb) En la notación moderna de la
IUPAC se lo llama Grupo 14. En el campo de la física de los
semiconductores, todavía es universalmente llamado Grupo
IV.
Índice
 1 Características
o 1.1 Propiedades químicas
o 1.2 Propiedades físicas
 1.2.1 Alótropos
o 1.3 Núcleo atómico
 1.3.1 Isótopos
 2 Descubrimiento y usos en la antigüedad

 3 Aplicaciones
 4 Producción
 5 Referencias
Características
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.
Distribución electrónica de los elementos del Grupo IVA
Z Elemento Distribución electrónica/valencia
6 Carbono 2, 4
14 Silicio 2, 8, 4

32 Germanio 2, 8, 18, 4
50 Estaño 2, 8, 18, 18, 4
82 Plomo 2, 8, 18, 32, 18, 4
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.

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.
Propiedades físicas
Los puntos de ebullición en el grupo del carbono tienden a
disminuir a medida que se desciende en el grupo. El carbono
es el más ligero del grupo, el mismo sublima a 3825°C.El punto
de ebullición del silicio es 3265°C, el del germanio es 2833°C,
el del estaño es 2602°C y el del plomo es 1749°C. Los puntos
de fusión tienen la misma tendencia que su punto de ebullición.
El punto de fusión del silicio es 1414°C, el del germanio 939°C,
para el estaño es 232°C y para el plomo 328°C.3
La estructura cristalina del carbono es hexagonal, a altas
presiones y temperaturas se encuentra bajo la forma de
diamante.
La densidad de los elementos del grupo del carbono tiende a
aumentar con el aumento del número atómico. El carbono tiene
una densidad de 2,26 g/cm3
, la densidad del silicio es de 2,33
g/cm3
y la densidad del germanio es de 5,32 g/cm3
. El estaño
tiene una densidad de 7,26 g/cm3
mientras que la del plomo es
de 11,3 g/cm3
.3
El radio atómico de los elementos del grupo del carbono tiende
a aumentar a medida que aumenta el número atómico. El radio
atómico del carbono es de 77 picometros, el del silicio es de
118 picómetros, el del germanio es de 123 picómetros, el del
estaño es de 141 picómetros, mientras que el del plomo es de
175 picómetros.3
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, se llama 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 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.
Descubrimiento y usos en la antigüedad

El carbono, estaño y plomo son algunos de los elementos bien
conocidos en el mundo antiguo, junto con azufre, hierro, cobre,
mercurio, plata y oro.7
Carbono como elemento fue utilizado por el primer ser humano
para manejar carbón de un incendio.
El Silicio como sílice en forma de cristal de roca era familiar a
los egipcios predinásticos, que lo utilizaron para los granos y
pequeños jarrones. La fabricación de vidrio que contiene sílice
se llevó a cabo tanto por los egipcios - al menos desde 1500
A.C - y por los fenicios. Muchos de los compuestos de origen
natural o minerales de silicato fueron utilizados en diversos
tipos de mortero para la construcción de viviendas.
Los orígenes de estaño parecen estar perdido en la historia.
Parece que el bronce, que es una aleación de cobre y estaño,
fue utilizado por el hombre prehistórico y algún tiempo antes se
aisló el metal puro. Minas de estaño operaban tanto en la
zonas aztecas de Sur y Centro América Inca y antes de la
conquista española.
El plomo se menciona a menudo en relatos bíblicos. Los
babilonios utilizaban el metal en forma de placas en los que
grababan inscripciones. Los romanos lo utilizaron para las
tabletas, tuberías de agua, monedas y utensilios de cocina; de
hecho, como resultado de la última utilización, el
envenenamiento por plomo fue reconocido en la época de
Augusto César. El compuesto conocido como blanco de plomo
aparentemente se preparó como un pigmento decorativo al
menos desde 200 aC.
Aplicaciones
El carbono es comúnmente utilizado en su forma amorfa. En
esta forma el carbono se utiliza para la fabricación de acero,

como relleno en los neumáticos, y como carbón activado. El
carbono grafito se utiliza en los lápices. El diamante, otra de
las formas del carbono, se utiliza comúnmente en la joyería.
Las fibras de carbono se utilizan en numerosas aplicaciones,
tales como puntales de satélite, debido a que las fibras son
muy fuertes pero elásticas.8
El dióxido de silicio tiene una amplia variedad de aplicaciones,
incluyendo pasta de dientes,materiales de construcción, y la
sílice es un uno de los componentes principales del vidrio. Un
50% del silicio puro se dedica a la fabricación de aleaciones de
metales. Mientras que un 45% se dedica a la fabricación de
siliconas. El silicio también se usa comúnmente en los
semiconductores desde la década de 1950.
El germanio se utilizó en los semiconductores hasta la década
de 1950, cuando fue sustituido por el silicio. Los detectores de
radiación contienen germanio. El óxido de germanio se utiliza
en la fibra óptica.
El uso más importante del estaño es en soldaduras; 50% de
todo el estaño producido se destina a esta aplicación. Un 20%
del estaño producido se utiliza en la hojalata. Otro 20% del
estaño se utiliza en la industria química. El óxido de estaño (IV)
se utiliza comúnmente en la cerámica desde hace miles de
años.
Alguna de las aplicaciones del plomo son las pesas, pigmentos
y como protección contra materiales radioactivos. El plomo fue
utilizado históricamente en la gasolina en forma de tetraetilo de
plomo, pero este uso se ha interrumpido debido a su alta
toxicidad.9
Producción

Carbono en forma de diamante se produce sobre todo por
parte de Rusia, Botswana, Congo, Canadá y Sudáfrica. Un
80% de todos los diamantes sintéticos son producidos por
Rusia. China produce un 70% de grafito en el mundo. Otros
países que producen grafito son Brasil, Canadá y México.
El silicio se puede producir por calentamiento de sílice con
carbono.
En Rusia y China, el germanio también se separa de los
yacimientos de carbón. Minerales que contienen germanio son
tratados primero con el cloro para formar tetraclururo de
germanio, que se mezcla con el gas hidrógeno.
China, Indonesia, Perú, Bolivia y Brasil son los principales
productores de estaño. El método por el cual se produce
estaño es al frente de la caserita mineral de estaño (SnO2) con
coque.
El mineral de plomo más extraído es la galena (sulfuro de
plomo). 4 millones de toneladas métricas de plomo se extraen
cada año, la mayoría en China, Australia, Estados unidos y
perú. La cantidad total de plomo nunca minada por los
humanos es aproximadamente de 350 millones de toneladas
métricas.
Un elemento del grupo 5 es un elemento situado dentro de la
tabla periódica en el grupo 5 que comprende los elementos:
 vanadio (23)
 niobio (41)
 tántalo (73)
 dubnio (105)
Estos elementos tienen en sus niveles electrónicos más
externos 5 electrones. El dubnio no se encuentra en la
naturaleza y se produce en el laboratorio, por lo que al hablar

de las propiedades de los elementos del grupo 5, se suele
obviar este elemento.
 Elementos del grupo 5

vanadio

niobio

tántalo
Grupo
3A o 13
Grupo
4A o
14
Grupo
5A o
15
Grupo
6A o
16
Grupo
7A o
17
Prefijo/sufijo
+7 Per -ato
+3 +4 +5 +6 +5 -ato
+1 +2 +3 +4 +3 -ito
+2 +1 Hipo -ito
-4 -3 -2 -1 -uro

Observa que según la nomenclatura antigua de los grupos
de la Tabla Periódica, existe una relación entre el grupo y
el estado de oxidación o valencia.
Grupo 7A: La mayor +7 restando 2 +5 restando 2 +3 y
restando 2 +1
¿Quién fue el inventor de la tabla periódica?
El inventor de la tabla periódica fue Dimitri Ivánovich
Mendeléyev.
Grupo de la tabla periódica
A las columnas verticales de la tabla periódica se les conoce
como grupos.
Todos los elementos que pertenecen a un grupo tienen la
misma valencia atómica, y por ello, tienen características o
propiedades similares entre sí.
Por ejemplo, los elementos en el grupo IA tienen valencia de 1
(un electrón en su último nivel de energía) y todos tienden a
perder ese electrón al enlazarse como iones positivos de +1.
Los elementos en el último grupo de la derecha son los gases
nobles, los cuales tienen lleno su último nivel de energía (regla
del octeto) y, por ello, son todos extremadamente no reactivos.
Esta es la actualización 2018 de la tabla periódica de los
elementos químicos, que les servirá para trabajos, tareas,

investigaciones o estudios, espero que les sea de mucha
utilidad!

Numerados de izquierda a derecha utilizando números
arábigos, según la última recomendación de la IUPAC (según
la antigua propuesta de la IUPAC) de 1988,2 los grupos de la
tabla periódica son:
Grupo 1 (I A): los metales alcalinos
Grupo 2 (II A): los metales alcalinotérreos
Grupo 3 (III B): Familia del Escandio
Grupo 4 (IV B): Familia del Titanio
Grupo 5 (V B): Familia del Vanadio
Grupo 6 (VI B): Familia del Cromo
Grupo 7 (VII B): Familia del Manganeso
Grupo 8 (VIII B): Familia del Hierro
Grupo 9 (IX B): Familia del Cobalto
Grupo 10 (X B): Familia del Níquel
Grupo 11 (I B): Familia del Cobre
Grupo 12 (II B): Familia del Zinc
Grupo 13 (III A): los térreos
Grupo 14 (IV A): los carbonoideos
Grupo 15 (V A): los nitrogenoideos
Grupo 16 (VI A): los calcógenos o anfígenos
Grupo 17 (VII A): los halógenos
Grupo 18 (VIII A): los gases nobles
Períodos de la tabla periódica
Las filas horizontales de la tabla periódica son
llamadas períodos. Contrario a como ocurre en el caso de los
grupos de la tabla periódica, los elementos que componen una
misma fila tienen propiedades diferentes pero masas similares:

todos los elementos de un período tienen el mismo número de
orbitales. Siguiendo esa norma, cada elemento se coloca
según su configuración electrónica. El primer período solo
tiene dos miembros: hidrógeno y helio; ambos tienen sólo
el orbital 1s.
La tabla periódica consta de 7 períodos:
Período 1
Un elemento del periodo 1 es uno de los elementos químicos
de la primera de siete filas (o períodos) de la tabla periódica de
los elementos químicos. El número del período indica el
número del nivel de energía principal que los electrones
comienzan a llenar.1 El primer período solo llena el primer nivel
de energía (1s) y contiene menos elementos que cualquier otra
fila de la tabla, sólo dos: el hidrógeno y el helio. Estos
elementos se agrupan en la primera fila en virtud de
propiedades que comparten entre sí.
Período 2
Un elemento del periodo 2 es uno de los elementos químicos
de la segunda fila (o periodo) de la tabla periódica de los
elementos químicos. La tabla periódica está compuesta en
hileras para ilustrar tendencias recurrentes (periódicas) en el
comportamiento químico de los elementos a medida que
aumenta el número atómico: se comienza una hilera nueva
cuando el comportamiento químico vuelve a repetirse, lo que
significa que los elementos de comportamiento similar se
encuentran en las mismas columnas verticales. El segundo

período contiene más elementos que la hilera anterior, con
ocho elementos: Litio, Berilio, Boro, Carbono, Nitrógeno,
Oxígeno, Flúor y Neón.
Período 3
Un elemento del periodo 3 es aquel elemento químico en la
tercera fila (o periodo) de la tabla periódica.
Período 4
cuarta fila (o periodo) de la tabla periódica.
Período 5
quinta fila (o periodo) de la tabla periódica.
Período 6
sexta fila (o periodo) de la tabla periódica, incluidos los
lantánidos.
Período 7
séptima fila (o periodo) de la tabla periódica, incluidos los
actínidos. La mayoría de los elementos pertenecientes a este

período son muy inestables, muchos de ellos radiactivos.
Bloques de la tabla periódica
La tabla periódica se puede también dividir en bloques de
elementos según el orbital que estén ocupando los electrones
más externos.
Los bloques o regiones se denominan según la letra que
hace referencia al orbital más externo: s, p, d y f. Podría haber
más elementos que llenarían otros orbitales, pero no se han
sintetizado o descubierto; en este caso se continúa con el
orden alfabético para nombrarlos.
Bloque s
Los elementos del bloque s (por tener sus electrones de
valencia en el orbital s) son aquellos situados en los grupos 1
y 2 de la tabla periódica de los elementos. En estos elementos
el nivel energético más externo corresponde a orbitales s
Bloque p
Los elementos del bloque p (por tener sus electrones de
valencia en el orbital p) son aquellos situados en los grupos 13
a 18 de la tabla periódica de los elementos. En estos elementos
el nivel energético más externo corresponde a orbitales p. La
configuración electrónica externa de estos elementos es:
ns²npx (x=1 a 6, siendo 1 para el primer grupo, 2 para el
segundo, etc.)

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