Informe quimica 2018 primer periodo.

TANIA LIZETH MERCHÁN LINARES | QUIMICA ORGANICA | 04 de febrero de 2018
GRUPOS DE LA TABLA PERIODICA
ALGUNOS DE LOS ELEMENTOS IMPORTANTES DE LA TABLA PERIODICA

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 a abajo
en orden creciente de sus números atómicos. Los elementos están ordenados en
siete hileras horizontales llamadas periodos, y en 18 columnas verticales
llamadas grupos o familias.
Hacia abajo y a la izquierda aumenta el radio atómico y el radio iónico.
Hacia arriba y a la derecha aumenta la energía de ionización, la afinidad
electrónica y la electronegatividad, 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 1s2
2s2
2p5
Primer potencial de ionización (eV) 17,54
Masa atómica (g/mol) 18,9984
Densidad (g/ml) 1,11
Punto de ebullición (ºC) -188,2
Punto de fusión (ºC) -219,6
Descubridor Moissan en 1886
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]3s2
3p5
Primer potencial de
ionización (eV)
13,01
Punto de ebullición (ºC) -34,7
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]3d10
4s2
4p5
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 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.
Bibliografía:
 http://www.slideshare.net/TrabajoQuimicaSCNR/propiedades-fisicas-y-quimicas-de-los-
grupos
 http://quimicaparatodos.blogcindario.com/2009/08/00044-grupo-vii-grupo-de-los-
halogenos.html
 http://www.lenntech.es/periodica/elementos/f.htm
 http://www.quimicaweb.net/tablaperiodica/paginas/fluor.htm
 http://adriquim.galeon.com/cvitae1832005.htm
 http://www.quimicaweb.net/tablaperiodica/paginas/yodo.html
 http://www.quimicaweb.net/tablaperiodica/paginas/astato.htm
 http://www.atsdr.cdc.gov/es/toxfaqs/es_tfacts158.html
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 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.
Caráctermetálico 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.
BIBLIOGRAFIA
Química Inorgánica Adolfo Ponjuan y Blanco Tomo I
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, cianamidos, 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, por
la 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 de
semiconductores
 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
BIBLIOGRAFIA
http://es.scribd.com/doc/39247781/Libro-Materiales-de-Construccion

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
abundante.
El 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.
BIBLIOGRAFIA
http://www.quimicaencasa.com/grupo-14-la-tabla-periodica-familia-del-
carbono/

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