grupos vll,vl,v y v

Este blog tiene como objetivo dar a conocer la importancia,
características, funciones, etc. De los elementos que conforman los
grupos IV-V-VI- VII A de la tabla periódica, así como también se dará
a conocer la formación y propiedades presentadas en estos. Hay
que tener en cuenta que en la tabla periódica podemos llegar a
encontrar una gran variedad de elementos, pero en esta ocasión
nos centraremos en los correspondientes a los grupos ya antes
mencionados.
o
1. Clasificar cada elemento que se encuentra en los grupos
correspondientes, analizar sus características y el uso en el
medio.
2. Conocer sus propiedades en el medio, sean físicas o
químicas.
3. Analizar su clasificación y composición en la tabla periódica.

AGRUPO 7A El grupo de los halógenos (VII) se encuentra en
la parte extrema izquierda de la Tabla Periódica, presentan
los más altos Potenciales de Ionización y la más alta
electronegatividad, en la distribución de los electrones en
sus átomos aislados se encuentran siete electrones en su
nivel cuántico de valencia; por lo que sus afinidades
electrónicas son elevadas, ya que cada átomo de halógeno
puede obtener la estructura estable del átomo de gas noble
más próximo en la tabla periódica ganando un solo electrón.
Sus propiedades generales las podemos resumir en el
siguiente cuadro: ELEMENTO FLUOR CLORO BROMO YODO
No. ATOMICO 9 17 35 93 P. A. 18.99 36 80 127 FORMULA F2
Cl2 Br2 I2 VALENCIA -1 - 1,+1,+3,+5,+7 - 1,+1,+3,+5,+7 -
1,+1,+3,+5,+7 ESTADO F. Gas Gas Líquido Sólido COLOR
Amarillo pálido Amarillo verde Rojo ó pardo Gris acero
16. P EBULLICION -187ºC -34.6ºC 53.3ºC 134ºC P FUSION -
223ºC -102ºC -7.3 114ºC DENCIDAD 1.005 35.79 3.12 5
SOLUBILIDAD Muy soluble Soluble Poco soluble Casi
insoluble ACTIVIDADES QUIMICAS Extremadamente activo
Muy activo Activo Menos activo Acción sobre el Hidrógeno
Acción rápida sin necesidad de luz Con luz intensa Rápida

únicamente calentando Acción lenta e incompleta aún en
caliente Estos no metales tienen la electronegatividad media
más alta de la tabla periódica, no obstante la
electronegatividad disminuye al aumentar el peso atómico.
Todos los compuestos de los halógenos son sales solubles en
el agua, de tal manera que sus iones se encuentran
presentes en el agua de mar. Cerca del 75% de los sólidos
disueltos en el agua de mar es sal común o Cloruro sódico.
La sal común puede ser preparada por cristalización en las
salinas mediante evaporación solar. Aunque el Flúor se halla
solo en pequeña cantidad en el agua de mar, porque sus
compuestos son limitadamente solubles comparados con los
otros halógenos, es sin embargo el veinteavo elemento por
orden de abundancia, se encuentra en el Espato flúor (Ca
F2), que es utilizado ampliamente como fundente en la
industria del acero, y la Criolita (AlNa3), que fundida, se
emplea como disolvente en la preparación electrolítica del
aluminio. El Yodo se encuentra como yodato sódico (NaIO3),
junto con el nitrato sódico en los depósitos de Nitrato de
Chile y como yoduros en ciertos manantiales salinos en
California. Su concentración en el agua de mar es baja, pero
afortunadamente, se concentra en los animales y plantas
marinas, pudiendo obtenerse a partir de las cenizas de algas.
La deficiencia de yodo en la alimentación es causa común de
bocio.

17. FLUOR El flúor es un elemento químico de aspecto
gaseoso pálido verde-amarillo de número atómico 9 y con
posición 9 en la tabla periódica. Su símbolo es F y pertenece
al grupo de los halógenos y su estado habitual en la
naturaleza es gaseoso. Propiedades del flúor Los elementos
del grupo de los halógenos como el flúor se presentan como
moléculas diatómicas químicamente activas. El nombre
halógeno, proviene del griego y su significado es "formador
de sales". Son elementos halógenos entre los que se
encuentra el flúor, son oxidantes. Muchos compuestos
sintéticos orgánicos y algunos compuestos orgánicos
naturales, contienen elementos halógenos como el flúor. A
este tipo de compuestos se los conoce como compuestos
halogenados. El estado del flúor en su forma natural es
gaseoso (no magnético). El flúor es un elemento químico de
aspecto gaseoso pálido verde-amarillo y pertenece al grupo
de los halógenos. El número atómico del flúor es 9. El
símbolo químico del flúor es F. El punto de fusión del flúor es
de 53,53 grados Kelvin o de -218,62 grados Celsius o grados
centígrados. El punto de ebullición del flúor es de 85,03
grados Kelvin o de -187,12 grados Celsius o grados
centígrados. Usos del flúor El flúor es un gas amarillo pálido
o marrón altamente corrosivo. Si alguna vez te has
preguntado para qué sirve el flúor, a continuación tienes una
lista de sus posibles usos:

18. Algunos compuestos de flúor (tal como fluoruro sódico,
fluoruro estannoso y monofluorofosfato de sodio) se añaden
a los dentífricos para prevenir las caries dentales. También
se añaden habitualmente al agua. Los anestésicos más
generales son derivados de compuestos de flúor. El flúor-
18 es un isótopo artificial que emite positrones y tiene una
vida media relativamente más larga. Esto lo hace ideal para
su uso en la topografía por emisión de positrones. Los
revestimientos anti reflectantes contienen compuestos de
flúor. El flúor puede utilizarse para la fabricación de
pantallas de plasma, pantallas planas y sistemas micro
electromecánico. El ácido fluorhídrico se utiliza para grabar
vidrio, generalmente las bombillas. El flúor se utiliza en un
paso de la producción de halones (gases extintores de
incendios) tales como freón. El flúor se utiliza para obtener
uranio puro a partir de hexafluoruro de uranio. Los
compuestos de flúor se utilizan en los sistemas de
refrigeración y aire acondicionado. Otro compuesto de
flúor se utiliza en la electrolisis del aluminio. Este proceso
permite obtener aluminio puro. Algunos antibióticos de
amplio espectro (que actúan contra una amplia gama de
bacterias) contienen flúor. Una gran cantidad del flúor
producido comercialmente se utiliza para hacer hexafluoruro
de azufre. Este compuesto se utiliza como un dieléctrico
(aislante eléctrico) en la industria eléctrica. Propiedades
atómicas del flúor La masa atómica de un elemento está

determinado por la masa total de neutrones y protones que
se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este
elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el flúor
dentro de la tabla periódica de los elementos, el flúor se
encuentra en el grupo 17 y periodo 2. El flúor tiene una
masa atómica de 18,9984032 u. La configuración electrónica
del flúor es [He]2s22p5. La configuración electrónica de los
elementos, determina la forma el la cual los electrones están
estructurados en los átomos de un elemento. El radio medio
del flúor es de 50 pm, su radio atómico o radio de Bohr es de
42 pm, su radio covalente es de 71 pm y su radio de Van der
Waals es de 147 pm. El flúor tiene un total de 9 electrones
cuya distribución es la siguiente: En la primera capa tiene 2
electrones y en la segunda tiene 7 electrones. Características
del flúor
19. A continuación puedes ver una tabla donde se muestra
las principales características que tiene el flúor. Flúor
Símbolo químico F Número atómico 9 Grupo 17 Periodo 2
Aspecto gaseoso pálido verde-amarillo Bloque p Densidad
1.696 kg/m3 Masa atómica 18.9984032 u Radio medio 50
pm Radio atómico 42 Radio covalente 71 pm Radio de van
der Waals 147 pm Configuración electrónica [He]2s22p5
Electrones por capa 2, 7 Estados de oxidación -1 (ácido
fuerte) Estructura cristalina cúbica Estado gaseoso Punto de
fusión 53.53 K Punto de ebullición 85.03 K Calor de fusión
0.2552 kJ/mol Volumen molar 11,20 m3/mol

Electronegatividad 3,98 Calor específico 824 J/(K·kg)
Conductividad térmica 0,0279 W/(K·m) CLORO
20. El cloro es un elemento químico de aspecto
amarilloverdoso de número atómico 17 y con posición 17 en
la tabla periódica. Su símbolo es Cl y pertenece al grupo de
los halógenos y su estado habitual en la naturaleza es
gaseoso. Propiedades del cloro Los elementos del grupo de
los halógenos como el cloro se presentan como moléculas
diatómicas químicamente activas. El nombre halógeno,
proviene del griego y su significado es "formador de sales".
Son elementos halógenos entre los que se encuentra el
cloro, son oxidantes. Muchos compuestos sintéticos
orgánicos y algunos compuestos orgánicos naturales,
contienen elementos halógenos como el cloro. A este tipo
de compuestos se los conoce como compuestos
halogenados. El estado del cloro en su forma natural es
gaseoso (no magnético). El cloro es un elemento químico de
aspecto amarillo verdoso y pertenece al grupo de los
halógenos. El número atómico del cloro es 17. El símbolo
químico del cloro es Cl. El punto de fusión del cloro es de
171,6 grados Kelvin o de -100,55 grados Celsius o grados
centígrados. El punto de ebullición del cloro es de 239,11
grados Kelvin o de -33,04 grados celsius o grados
centígrados. Usos del cloro Algunas moléculas que contienen
cloro han sido responsables de agotamiento del ozono. Si
alguna vez te has preguntado para qué sirve el cloro, a

continuación tienes una lista de sus posibles usos: El cloro
se utiliza (por lo general un determinado compuesto de
cloro) para matar las bacterias en las piscinas y en el agua
potable. También se utiliza en los desinfectantes y
blanqueadores por la misma razón. El cloro es muy efectivo
contra la bacteria E. coli. Si bien no se utiliza tan a menudo
hoy en día, algunas fuerzas armadas aún usan el cloro como
un gas venenoso. Es más utilizado de esta forma
normalmente por grupos terroristas.
21. El cloro se utiliza para fabricar plásticos. El PVC
(cloruro de polivinilo) está hecho de cloro. El PVC se utiliza
para hacer ropa, pisos, cables eléctricos, tubos flexibles y
tuberías, figuras (estatuas), camas de agua y estructuras
inflables. El PVC también se utiliza actualmente para hacer
las tejas del techo. El cloro se utiliza en la extracción de
bromo. El cloruro de metilo, otro compuesto importante
de cloro, se utiliza como un anestésico. También se utiliza
para hacer ciertos polímeros de silicona y se utiliza para
extraer grasas, aceites y resinas. El cloroformo, que
contiene cloro, se utiliza como un disolvente común en los
laboratorios de ciencias. También se utiliza para matar
gusanos en las heridas de los animales. El tricloroetileno se
utiliza para desengrasar piezas de metal. Propiedades
atómicas del cloro La masa atómica de un elemento está

elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el cloro
dentro de la tabla periódica de los elementos, el cloro se
encuentra en el grupo 17 y periodo 3. El cloro tiene una
masa atómica de 35,453 u. La configuración electrónica del
cloro es [Ne]3s2 3p5. La configuración electrónica de los
del cloro es de 100 pm, su radio atómico o radio de Bohr es
de 79 pm, su radio covalente es de 99 pm y su radio de Van
der Waals es de 175 pm. El cloro tiene un total de 17
electrones cuya distribución es la siguiente: En la primera
capa tiene 2 electrones, en la segunda tiene 8 electrones y
en su tercera capa tiene 7 electrones. Características del
cloro A continuación puedes ver una tabla donde se muestra
las principales características que tiene el cloro. Cloro
Símbolo químico Cl Número atómico 17 Grupo 17 Periodo 3
22. Aspecto amarillo verdoso Bloque p Densidad 3.214
kg/m3 Masa atómica 35.453 u Radio medio 100 pm Radio
atómico 79 Radio covalente 99 pm Radio de van der Waals
175 pm Configuración electrónica [Ne]3s2 3p5 Electrones
por capa 2, 8, 7 Estados de oxidación +-1, +3, +5, +7 (ácido
fuerte) Estructura cristalina ortorrómbica Estado gaseoso
Punto de fusión 171.6 K Punto de ebullición 239.11 K Calor
de fusión 3.203 kJ/mol Presión de vapor 1300 Pa
Conductividad térmica 0,0089 W/(K·m) BROMO

23. El bromo es un elemento químicode aspecto gaseoso o
líquido, marrón rojizo metálico de número atómico 35 y con
posición 35 en la tabla periódica. Su símbolo es Br y
pertenece al grupo de los halógenos y su estado habitual en
la naturaleza es líquido. Propiedades del bromo Los
elementos del grupo de los halógenos como el bromo se
presentan como moléculas diatómicas químicamente
activas. El nombre halógeno, proviene del griego y su
significado es "formador de sales". Son elementos halógenos
entre los que se encuentra el bromo, son oxidantes. Muchos
compuestos sintéticos orgánicos y algunos compuestos
orgánicos naturales, contienen elementos halógenos como
el bromo. A este tipo de compuestos se los conoce como
compuestos halogenados. El estado del bromo en su forma
natural es líquido, muy móvil y volátil. El bromo es un
elemento químico de aspecto gaseoso o líquido, marrón
rojizo metálico y pertenece al grupo de los halógenos. El
número atómico del bromo es 35. El símbolo químico del
bromo es Br. El punto de fusión del bromo es de 265,8
grados Kelvin o de -6,35 grados Celsius o grados centígrados.
El punto de ebullición del bromo es de 332 grados Kelvin o
de 59,85 grados Celsius o grados centígrados. Usos del
bromo El bromo es un elemento químico que pertenece al
grupo de los halógenos. El bromo elemental es un líquido
marrón rojizo a temperatura ambiente que emite vapores
que son corrosivos y tóxicos. El bromo líquido no se presenta

de forma natural sino que aparece como una sustancia
incolora y cristalina. Si alguna vez
24. te has preguntado para qué sirve el bromo, a
continuación tienes una lista de sus posibles usos: El mayor
uso de bromo es la creación de retardantes de llama.
Cuando cuando esta sustancia se quema el bromo aisla el
fuego del oxígeno causando que este se apague. Los
compuestos de bromuro, en particular el bromuro de
potasio, se utilizan en los círculos médicos como
anticonvulsivos. También se utilizan los veterinarios. La
mayoría de los países limitan seriamente el uso y la
disponibilidad de las sales de bromo para uso humano
debido al hecho de que causan disfunciones neurológicas.
Las sustancias bromadas son ingredientes importantes de
muchos medicamentos de venta libre y medicamentos con
receta, como analgésicos, sedantes y los antihistamínicos. De
hecho, los compuestos de bromo son los ingredientes
activos en varios medicamentos que tratan la neumonía y la
adicción a la cocaína. Actualmente, los medicamentos que
contienen varios compuestos de bromo están en ensayos
para el tratamiento de la enfermedad de Alzheimer y las
nuevas generaciones de la lucha contra el cáncer y
medicamentos contra el SIDA. El bromuro procedente del
calcio, sodio y zinc se utiliza para crear soluciones especiales
para la perforación de sal. El bromo se utiliza para crear
aceites vegetales bromados que se utilizan como emulsiona

en algunas marcas de bebidas gaseosas. A menudo se
utiliza en el mantenimiento de las piscinas en particular en
los baños termales. Se utiliza en la purificación del aguas
industriales, desinfectantes e insecticidas. El bromo se
utiliza para reducir la contaminación por mercurio de las
plantas eléctricas de carbón. Esto se puede lograr ya sea por
tratamiento de carbón activado con bromo o mediante la
inyección de compuestos de bromo sobre el carbón antes de
su combustión. También se utiliza para crear diferentes
tintes de color en la industria textil. También se está
probando en baterías para coches eléctricos para ayudar que
los coches eléctricos produzcan cero emisiones. El bromo
etileno se ha utilizado como un aditivo de la gasolina, al igual
que el plomopreviene la degradación del motor. La
combinación de plomo y bromo es altamente contaminante
y se expulsa del motor a través del tubo de escape. Este uso
de bromo tiene declive desde la década de 1970 debido a las
preocupaciones ambientales. El bromo metilo se utiliza
como plaguicida altamente tóxico para fumigar el suelo y la
vivienda utilizando el método de tienda de campaña. Ya no
se utiliza de esta manera ya que es una sustancia que agota
el ozono y se ha sustituido por otros productos químicos
menos nocivos.
25. Propiedades atómicas del bromo La masa atómica de un
elemento está determinado por la masa total de neutrones y
protones que se puede encontrar en un solo átomo

perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición
donde encontrar el bromo dentro de la tabla periódica de los
elementos, el bromo se encuentra en el grupo 17 y periodo
4. El bromo tiene una masa atómica de 79,904 u. La
configuración electrónica del bromo es [Ar]3d104s24p5. La
configuración electrónica de los elementos, determina la
forma el la cual los electrones están estructurados en los
átomos de un elemento. El radio medio del bromo es de 115
pm, su radio atómico o radio de Bohr es de 94 pm, su radio
covalente es de 114 pm y su radio de Van der Waals es de
185 pm. El bromo tiene un total de 35 electrones cuya
distribución es la siguiente: En la primera capa tiene 2
electrones, en la segunda tiene 8 electrones, en su tercera
capa tiene 18 electrones y en la cuarta, 7 electrones.
Características del bromo A continuación puedes ver una
tabla donde se muestra las principales características que
tiene el bromo. Bromo Símbolo químico Br Número atómico
35 Grupo 17 Periodo 4 Aspecto gaseoso o líquido, marrón
rojizo metálico Bloque p Densidad 3119 kg/m3 Masa
atómica 79.904 u Radio medio 115 pm Radio atómico 94
Radio covalente 114 pm Radio de van der Waals 185 pm
Configuración electrónica [Ar]3d104s24p5
26. Electrones por capa 2, 8, 18, 7 Estados de oxidación '-1
más común', +1, 5 Óxido ácido fuerte Estructura cristalina
ortorrómbica Estado líquido Punto de fusión 265.8 K Punto
de ebullición 332 K Calor de fusión 5.286 kJ/mol Presión de

vapor 5800 Pa a 6,85 °C Electronegatividad 2,96 Calor
específico 480 J/(K·kg) Conductividad térmica 0,122 W/(K·m)
YODO El yodo es un elemento químico de aspecto violeta
(Gas) Gris violáceo (Sólido) de número atómico 53 y con
posición 53 en la tabla periódica. Su símbolo es I y pertenece
al grupo de los halógenos y su estado habitual en la
naturaleza es sólido.
27. Propiedades del yodo Los elementos del grupo de los
halógenos como el yodo se presentan como moléculas
diatómicas químicamente activas. El nombre halógeno,
proviene del griego y su significado es "formador de sales".
Son elementos halógenos entre los que se encuentra el
yodo, son oxidantes. Muchos compuestos sintéticos
orgánicos y algunos compuestos orgánicos naturales,
contienen elementos halógenos como el yodo. A este tipo de
compuestos se los conoce como compuestos halogenados.
El estado del yodo en su forma natural es sólido. El yodo es
un elmento químico de aspecto violeta (Gas) Gris violáceo
(Sólido) y pertenece al grupo de los halógenos. El número
atómico del yodo es 53. El símbolo químico del yodo es I. El
punto de fusión del yodo es de 355,95 grados Kelvin o de
83,8 grados celsius o grados centígrados. El punto de
ebullición del yodo es de 457,4 grados Kelvin o de 185,25
grados celsius o grados centígrados. El yodo es un mineral
que nuestro organismo necesita para su correcto
funcionamiento y se puede encontrar en los alimentos. A

través del siguiente enlace, podrás encontrar una lista de
alimentos con yodo. Propiedades atómicas del yodo La masa
atómica de un elemento está determinado por la masa total
de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo
átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la
posición donde encontrar el yodo dentro de la tabla
periódica de los elementos, el yodo se encuentra en el grupo
17 y periodo 5. El yodo tiene una masa atómica de
126,90447 u. La configuración electrónica del yodo es
[Kr]4d105s25p5. La configuración electrónica de los
del yodo es de 140 pm, su radio atómico o radio de Bohr es
de 115 pm, su radio covalente es de 133 pm y su radio de
Van der Waals es de 198 pm. El yodo tiene un total de 53
capa tiene 2 electrones, en la segunda tiene 8 electrones, en
su tercera capa tiene 18 electrones, en la cuarta, 18
electrones y en la quinta capa tiene 7 electrones.
Características del yodo A continuación puedes ver una tabla
donde se muestra las principales características que tiene el
yodo. Yodo Símbolo químico I
28. Número atómico 53 Grupo 17 Periodo 5 Aspecto violeta
(Gas) Gris violáceo (Sólido) Bloque p Densidad 4.940 kg/m3
Masa atómica 126.90447 u Radio medio 140 pm Radio
atómico 115 Radio covalente 133 pm Radio de van der

Waals 198 pm Configuración electrónica [Kr]4d105s25p5
Electrones por capa 2, 8, 18, 18, 7 Estados de oxidación -1, 1,
3, 5, 7 Óxido ácido fuerte Estructura cristalina ortorrómbica
Estado sólido Punto de fusión 355.95 K Punto de ebullición
457.4 K Calor de fusión 7.824 kJ/mol Electronegatividad 2,66
Calor específico 145 J/(K·kg) Conductividad eléctrica 8,0 ×
10-8S/m Conductividad térmica 0,449 W/(K·m) ASTATO
29. El ástato es un elemento químico de aspecto metálico de
número atómico 85 y con posición 85 en la tabla periódica.
Su símbolo es At y pertenece al grupo de los halógenos y su
estado habitual en la naturaleza es sólido. Propiedades del
astato Los elementos del grupo de los halógenos como el
astato se presentan como moléculas diatómicas
químicamente activas. El nombre halógeno, proviene del
griego y su significado es "formador de sales". Son
elementos halógenos entre los que se encuentra el astato,
son oxidantes. Muchos compuestos sintéticos orgánicos y
algunos compuestos orgánicos naturales, contienen
elementos halógenos como el astato. A este tipo de
compuestos se los conoce como compuestos halogenados.
El estado del astato en su forma natural es sólido. El ástato
es un elemento químico de aspecto metálico y pertenece al
grupo de los halógenos. El número atómico del ástato es 85.
El símbolo químico del astato es At. El punto de fusión del
astato es de 575 grados Kelvin o de 302,85 grados Celsius o
grados centígrados. Propiedades atómicas del astato La

masa atómica de un elemento está determinado por la masa
total de neutrones y protones que se puede encontrar en un
solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la
posición donde encontrar el astato dentro de la tabla
periódica de los elementos, el astato se encuentra en el
grupo 17 y periodo 6. El astato tiene una masa atómica de
210 u. La configuración electrónica del astato es [Xe]4f14
5d10 6s2 6p5. La configuración electrónica de los elementos,
determina la forma el la cual los electrones están
estructurados en los átomos de un elemento. El radio
covalente del astato es de 127 pm. Características del astato
A continuación puedes ver una tabla donde se muestra las
principales características que tiene el astato. Astato
Símbolo químico At Número atómico 85
30. Grupo 17 Periodo 6 Aspecto metálico Bloque p Masa
atómica 210 u Radio covalente 127 pm Configuración
electrónica [Xe]4f14 5d10 6s2 6p5 Estados de oxidación +-
1,3,5,7 (desconocido) Estado sólido Punto de fusión 575 K
Calor de fusión 1.4 kJ/mol Electronegatividad 2,2 (Pauling)
Conductividad térmica 1,7 W/(m·K) GRUPO 6A 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. Los elementos que componen al grupo de
los anfígenos son:
31. Oxígeno (O) Azufre (S) Selenio (Se) Telurio (Te) Polonio
(Po) Grupo del Oxígeno El grupo VIA del sistema Periódico o
grupo del oxígeno está formado por los elementos: oxígeno,
azufre, selenio, telurio, polonio. Por encontrarse en el
extremo derecho de la Tabla Periódica es
fundamentalmente no-metálico; aunque, el carácter
metálico aumenta al descender en el grupo. Como en todos
los grupos, el primer elemento, el oxígeno, presenta un
comportamiento anómalo, ya que al no tener orbitales d en
la capa de valencia, sólo puede formar dos enlaces
covalentes simples o uno doble, mientras que los restantes
elementos pueden formar 2, 4 y 6 enlaces covalentes.
Propiedades atómicas La configuración electrónica de los
átomos de los elementos del grupo VIA en la capa de
valencia es: 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.
32. 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
33. 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 él. 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. Ciclo azufre,
cadenas Sn (n = 3-10), S2 Selenio
34. 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 isótropos: 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 cómo 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.
35. 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 varían de
no metálicas a metálicas en cierto grado, conforme aumenta
el número atómico. 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 oxígeno gaseoso, O2 es
fundamental para la vida; es necesario para quemar los
combustibles fósiles y obtener así energía, y se requiere
durante el metabolismo urbano para quemar carbohidratos.
En ambos procesos, los productos secundarios son dióxido
de carbono y agua. el oxígeno constituye el 21 % en volumen
del aire y el 49.5 % en peso de la corteza terrestre. La otro
forma alotrópica del oxígeno es el ozono, cuya fórmula es o3
es más reactivo que el oxígeno ordinario y se puede formar a
partir de oxígeno en un arco eléctrico, como el descargador
a distancia de un motor eléctrico, también se puede producir
ozono por la acción de la luz ultravioleta sobre el oxígeno;
esto explica el aroma " fresco del aire durante las tormentas
eléctricas". Azufre: El azufre es el segundo elemento no
metal del grupo. a temperatura ambiente es un sólido
amarillo pálido que se encuentra libre en la naturaleza. lo
conocían los antiguos y se le menciona en el libro del génesis
como piedra de azufre. las moléculas de azufre contienen
ocho átomos de azufre conectados a un anillo; su fórmula es

s8. el azufre tiene una importancia especial en la
manufactura de neumáticos de hule y ácido sulfúrico,
H2SO4. Otros compuestos de azufre son importantes para
blanquear frutos y granos
36. Se usa en muchos procesos industriales como la
producción de ácido sulfúrico (sustancia química más
importante a nivel industrial), en la fabricación de pólvora y
el vulcanizado del caucho. Algunos compuestos como los
sulfitos tienen propiedades blanqueadoras, otros tienen uso
medicinal (sulfas, sulfato de magnesio). También se utiliza en
la elaboración de fertilizantes y como fungicida. Selenio: El
selenio es un no metal que presenta interesantes
propiedades y usos. la conductividad de este elemento
aumenta con la intensidad de la luz. a causa de esta
fotoconductividad, el selenio se a utilizado en los medidores
de luz para cámaras fotográficas y en fotocopiadoras, pero la
preocupación que origina su toxicidad ha hecho que
disminuya su uso. el selenio también puede convertir la
corriente eléctrica alterna en corriente directa; se ha
utilizado en rectificadores, como los convertidores que se
usan en los radios y grabadores portátiles, y en herramientas
eléctricas recargables. el color rojo que el selenio imparte al
vidrio lo hace útil en la fabricación de lentes para señales
luminosas. Se utiliza básicamente en electricidad y
electrónica, como en células solares y rectificadores. Se
añade a los aceros inoxidables y es catalizador de reacciones

de des hidrogenación. 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 des hidrogenación de compuestos
orgánicos. Telurio: El telurio, tiene aspecto metálico, pero
es un metaloide en el que predominan las propiedades no
metálicas. 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
común 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 ionizado res del aire para eliminar la
acumulación de cargas electrostáticas. GRUPO 5A
37. Los elementos que componen a la familia del nitrógeno o
nitrogenoides son: Nitrógeno (N) Fósforo (P) Arsénico
(As) Antimonio (Sb) Bismuto (Bi) El nitrógeno es un gas

que forma el 78% del aire. Comercialmente, del nitrógeno
gaseoso (N2) se produce amoniaco, que es un componente
común de fertilizantes y limpiadores caseros.
38. El fósforo se conoce en tres estados alotrópicos: el
fósforo blanco que es muy venenoso y ocasiona graves
quemaduras; el fósforo rojo y el negro. Estos últimos que
son más estables, se usan para hacer fósforos de seguridad.
Las sales de nitrógeno y fósforo son indispensables para la
fertilidad de la tierra. Industrialmente sirven para hacer
fertilizantes. NITRÓGENO Descripción General
CARACTERÍSTICAS GENERALES
39. Nombre: Nitrógeno Símbolo: N Número atómico: 7 Masa
atómica (uma): 14,0067 Período: 2 Grupo: 15
(nitrogenoideos) Bloque: p (representativo) Números de
oxidación: +1, +2, +3, -3, +4, +5 PROPIEDADES PERIÓDICAS
Configuración electrónica: [He] 2s2 2p3 Radio atómico (Å):
0,92 Radio iónico (Å): 1,71 (-3) Radio covalente (Å): 0,92
Energía de ionización (kJ/mol): 1400 Electronegatividad: 3,04
Afinidad electrónica (kJ/mol): 7 PROPIEDADES FÍSICAS
Densidad (g/cm3): 0,0012506 (0 ºC) Color: Incoloro Punto de
fusión (ºC): -210 P. de ebullición (ºC): -196 Volumen atómico
(cm3/mol): 13,54 Historia Descubridor: Daniel Rutherford.
Lugar de descubrimiento: Escocia. Año de
descubrimiento: 1772. Origen del nombre: De las palabras
griegas "nitron" ("nitrato") y "geno" ("generador").
Significando "formador de nitratos". Obtención: En el

estudio de la composición del aire, Joseph Black, obtuvo un
gas que permitía la combustión y la vida y otro gas que no la
permitía ("aire viciado"). Rutherford estudió este gas y llegó
a la conclusión de que era "aire flogistizado", donde "nada
ardía y nada vivía en él". Aunque no supo de qué gas se
trataba, fue el primero en descubrirlo.
40. Métodos de obtención Se obtiene de la atmósfera (su
fuente inagotable) por licuación y destilación fraccionada.
Se obtiene, muy puro, mediante descomposición térmica (70
ºC) del nitrito amónico en disolución acuosa. Por
descomposición de amoniaco (1000 ºC) en presencia de
níquel en polvo. Aplicaciones Producción de amoniaco,
reacción con hidrógeno en presencia de un catalizador.
(Proceso Haber-Bosch). El amoniaco se usa como fertilizante
y para producir ácido nítrico (Proceso Ostwald). El
nitrógeno líquido se utiliza como refrigerante en la industria
alimentaria: congelado de alimentos por inmersión y
transporte de alimentos congelados. El nitrógeno se utiliza
en la industria electrónica para crear atmósferas inertes para
producir transistores y diodos. Se utiliza en la industria del
petróleo para incrementar la presión en los pozos y forzar la
salida del crudo. Se usa como atmósfera inerte en tanques
de explosivos líquidos. El ácido nítrico, compuesto del
nitrógeno, se utiliza para fabricar nitratos y nitrar sustancias
orgánicas. El dióxido de nitrógeno se utiliza como

anestésico. Los cianuros se utilizan para producir acero
templado. FÓSFORO Descripción General
41. CARACTERÍSTICAS GENERALES Nombre: Fósforo Símbolo:
P Número atómico: 15 Masa atómica (uma): 30,9738
Período: 3 Grupo: 15 (nitrogenoideos) Bloque: p
(representativo) Números de oxidación: +1, +3, +5, -3
PROPIEDADES PERIÓDICAS Configuración electrónica: [Ne]
3s2 3p3 Radio atómico (Å): 1,1 Radio iónico (Å): 0,34 (+5)
Radio covalente (Å): 1,06 Energía de ionización (kJ/mol):
1011 Electronegatividad: 2,19 Afinidad electrónica (kJ/mol):
72 PROPIEDADES FÍSICAS Densidad (g/cm3): 1,82 Color:
Blanco Punto de fusión (ºC): 44 P. de ebullición (ºC): 280
Volumen atómico (cm3/mol): 17,02 Historia Descubridor:
Hennig Brand. Lugar de descubrimiento: Alemania. Año
de descubrimiento: 1669. Origen del nombre: De la
palabra griega "phosphoros" que significa "portador de luz",
nombre que se correspondía con el antiguo del planeta
Venus cuando aparecía antes de la salida del sol (ya que el
fósforo emite luz en la oscuridad porque arde al combinarse
lentamente con el oxígeno del aire). Obtención: Buscando
la piedra filosofal, Brand destiló una mezcla de arena y orina
evaporada y obtuvo un cuerpo que tenía la propiedad de
lucir en la
42. oscuridad. Durante un siglo se vino obteniendo esta
sustancia exclusivamente de la orina, hasta que en 1771
Scheele la produjo de huesos calcinados. Métodos de

obtención Se obtiene por métodos electroquímicos, en
atmósfera seca, a partir del mineral (fosfato) molido
mezclado con coque y arena y calentado a 1400 ºC en un
horno eléctrico o de fuel. Los gases de salida se filtran y
enfrían hasta 50 ºC con lo que condensa el fósforo blanco,
que se recoge bajo agua o ácido fosfórico. Calentando
suavemente se transforma en fósforo rojo. Aplicaciones El
fósforo rojo se usa, junto al trisulfuro de tetrafósforo, P4S3,
en la fabricación de fósforos de seguridad. El fósforo
puede utilizarse para: pesticidas, pirotecnia, bombas
incendiarias, bombas de humo, balas trazadoras, etc. El
fósforo (sobre todo blanco y rojo) se emplea principalmente
en la fabricación de ácido fosfórico, fosfatos y polifosfatos
(detergentes). El pentaóxido de fósforo se utiliza como
agente desecante. El hidruro de fósforo, PH3 (fosfina), es
un gas enormemente venenoso. Se emplea en el dopado de
semiconductores y en la fumigación de cereales. El
trisulfuro de tetrafósforo constituye la masa incendiaria de
las cerillas. Los fosfatos se usan en la producción de vidrios
especiales, como los usados en las lámparas de sodio. El
fosfato de calcio tratado con ácido sulfúrico origina
superfosfato. tratado con ácido fosfórico origina
superfosfato doble. Estos superfosfatos se utilizan
ampliamente como fertilizantes. La ceniza de huesos,
compuesta por fosfato de calcio, se ha usado para fabricar

porcelana y producir fosfato monocálcico, que se utiliza en
polvos de levadura panadera.
43. El fosfato sódico es un agente limpiador, cuya función
es ablandar el agua e impedir la formación de costras en
caldera y la corrosión de tuberías y tubos de calderas. Los
fosfatos desempeñan un papel esencial en los procesos
biológicos de transferencia de energía: metabolismo,
fotosíntesis, función nerviosa y muscular. Los
ácidosnucleicos que forman el material genético son
polifosfatos y coenzimas. ARSÉNICO Descripción General
CARACTERÍSTICAS GENERALES Nombre: Arsénico Símbolo: As
Número atómico: 33 Masa atómica (uma): 74,9216 Período:
4 Grupo: 15 (nitrogenoideos) Bloque: p (representativo)
Números de oxidación: +3, +5, -3 PROPIEDADES PERIÓDICAS
Configuración electrónica: [Ar] 3d10 4s2 4p3 Radio atómico
(Å): 1,39 Radio iónico (Å): 2,22 (-3), 0,47 (+5) Radio covalente
(Å): 1,19 Energía de ionización (kJ/mol): 947
Electronegatividad: 2,18 Afinidad electrónica (kJ/mol): 78
PROPIEDADES FÍSICAS Densidad (g/cm3): 5,73 Color: Gris
44. Punto de fusión (ºC): 817 (a 28 atm) P. de ebullición (ºC):
613 (sublima) Volumen atómico (cm3/mol): 12,95 Historia
Descubridor: Alberto Magno. Lugar de descubrimiento:
Desconocido. Año de descubrimiento: 1250
(aproximadamente). Origen del nombre: De la palabra
griega"arsenikon". Desde la antigüedad se utilizaba un
pigmento con el que se fabricaba pintura de color amarillo y

que los griegos asociaban al sexo masculino, por lo cual le
daban el nombre de arsenikon, que provenía de "arsen" que
significaba varonil. Los romanos lo llamaron "oropimente",
del latín auripigmentum; es decir, pigmento áureo o
pigmento de oro, llamado así por su color amarillo.
Obtención: Se cree que fue obtenido por Alberto Magno
calentando jabón junto con oropimente (trisulfuro de
diarsénico). Métodos de obtención Se obtiene a partir del
mineral arsenopirita (FeAsS). Se calienta, con lo cual el
arsénico sublima y queda un residuo sólido de sulfuro
ferroso. Aplicaciones El arsénico se utiliza en los bronces,
en pirotecnia y como dopante en transistores y otros
dispositivos de estado sólido. El arseniuro de galio se
emplea en la construcción de láseres ya que convierte la
electricidad en luz coherente. El óxido de arsénico (III) se
emplea en la industria del vidrio, además de como veneno.
45. La arsina (trihidruro de arsénico) es un gas
tremendamente venenoso. Los sulfuros de arsénico; por
ejemplo, el oropimente, se usan como colorantes.
ANTIMONIO Descripción General CARACTERÍSTICAS
GENERALES Nombre: Antimonio Símbolo: Sb Número
atómico: 51 Masa atómica (uma): 121,760 Período: 5 Grupo:
15 (nitrogenoideos) Bloque: p (representativo) Números de
oxidación: +3, +5, -3 PROPIEDADES PERIÓDICAS
Configuración electrónica: [Kr] 4d10 5s2 5p3 Radio atómico
(Å): 1,45 Radio iónico (Å): 0,62 (+5), 2,45 (-3) Radio covalente

(Å): 1,38 Energía de ionización (kJ/mol): 834
PROPIEDADES FÍSICAS Densidad (g/cm3): 6,697 Color: Blanco
azulado Punto de fusión (ºC): 631 P. de ebullición (ºC): 1587
Volumen atómico (cm3/mol): 18,19
46. Historia Descubridor: Desconocido. Lugar de
descubrimiento: Desconocido. Año de descubrimiento:
Conocido desde la antigüedad. Origen del nombre: De la
palabra griega "stíbi", pasó al latín como "stibium" (dando
nombre al colorete de antimonio con el que las mujeres se
daban sombra de ojos ya en el antiguo Egipto). La forma
"antimonium" se formó en latín medieval por etimología
popular como adaptación del árabe "at-timado", con el
mismo significado. El origen del símbolo, Sb, proviene de la
palabra latina stibium. Obtención: Los compuestos de
antimonio se conocen desde la antigüedad y, como metal, a
comienzos del siglo XVII. En el antiguo Egipto se empleaba el
sulfuro de antimonio como ungüento, colorete y para
ennegrecer las uñas. Métodos de obtención Se obtiene
fundiendo el mineral estibina, para concentrarlo en Sb2S3 y
éste se tuesta a Sb2O3 que se reduce con carbón. Se purifica
mediante fusión por zonas. Se obtiene como subproducto
en los procesos metalúrgicos de cobre y plomo. Aplicaciones
Usado en la tecnología de semiconductores para fabricar
detectores infrarrojos, diodosy dispositivos de efecto Hall.
Aleado con plomo incrementa la dureza de este metal. Se

usa para baterías, aleaciones antifricción, armas pequeñas,
balas trazadoras, revestimientos de cables, etc. El sulfuro
de antimonio (III) se emplea en la obtención de antimonio,
para preparar la masa inflamable de las
47. cerillas, en fabricación de vidrios coloreados, barnices y
en pirotecnia. El cloruro de antimonio (III) se usa como
catalizador. BISMUTO Descripción General CARACTERÍSTICAS
GENERALES Nombre: Bismuto Símbolo: Bi Número atómico:
83 Masa atómica (uma): 208,980 Período: 6 Grupo: 15
(nitrogenoideos) Bloque: p (representativo) Números de
oxidación: +3, +5, -3 PROPIEDADES PERIÓDICAS
Configuración electrónica: [Xe] 4f14 5d10 6s2 6p3 Radio
atómico (Å): 1,70 Radio iónico (Å): 0,74 (+5), 1,20 (+3) Radio
covalente (Å): 1,46 Energía de ionización (kJ/mol): 703
PROPIEDADES FÍSICAS Densidad (g/cm3): 9,780 Color: Blanco
Punto de fusión (ºC): 271 P. de ebullición (ºC): 1564
48. Volumen atómico (cm3/mol): 21,37 Historia
Descubridor: Desconocido. Lugar de descubrimiento:
Desconocido. Año de descubrimiento: Conocido desde la
antigüedad. Origen del nombre: De la palabra alemana
"bisemutum"que significa "materiablanca", en alusión al
color del elemento. Obtención: Sobre el siglo XIII se
confundía con el plomo y el estaño. Claude Geoffrey
demostró, en 1753, que era diferente del plomo. Karl
Scheele y Torbern Bergman descubrieron el bismuto como

elemento. Métodos de obtención A partir de los minerales
que contienen bismuto, se obtiene el óxido de bismuto (III),
el cual se reduce con carbón a bismuto bruto. Se purifica
mediante fusión por zonas. Se obtiene como subproducto
del refinado de metales como: plomo, cobre, oro, plata y
estaño. Aplicaciones Aleado junto a otros metales tales
como: estaño, cadmio, ..., origina materiales de bajo punto
de fusión utilizadas en sistemas de detección y extinción de
incendios. Aleado con manganeso se obtiene el "bismanol"
usado para la fabricación de imanes permanentes muy
potentes. Se emplea en termopares y como "carrier" de
235U o 237U del combustible de reactores nucleares.
49. Se emplea como catalizador en la obtención de fibras
acrílicas. El óxido de bismuto (III) se emplea para fabricar
vidrios de alto índice de refracción y esmaltes de color
amarillo. El oxicloruro de bismuto, BiOCl, se emplea en
cosmética y en fabricación de perlas artificiales. GRUPO 4A
50. 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 periódicacomo “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
51. 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. Estaño
blanco se convierte en estaño gris después de enfriarse a
menos de 13 °C
52. 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. Ubicación del grupo 14 en la tabla periódica
Carbono
53. El carbono es un elemento químico de aspecto negro
(grafito) o incoloro (diamante) de número atómico 6 y con

posición 6 en la tabla periódica. Su símbolo es C y pertenece
al grupo de los no metales y su estado habitual en la
naturaleza es sólido. Propiedades del carbono Una de las
propiedades de los elementos no metales como el carbono
es por ejemplo que los elementos no metales son malos
conductores del calor y la electricidad. El carbono, al igual
que los demás elementos no metales, no tiene lustre.
Debido a su fragilidad, los no metales como el carbono, no
se pueden aplanar para formar láminas ni estirados para
convertirse en hilos. El estado del carbono en su forma
natural es sólido (no magnético). El carbono es un elemento
químico de aspecto negro (grafito) o incoloro (diamante) y
pertenece al grupo de los no metales. El número atómico del
carbono es 6. El símbolo químico del carbono es C. El punto
de fusión del carbono es de diamante: 3823 KGrafito: 3800 K
grados Kelvin o de -272,15 grados Celsius o grados
centígrados. El punto de ebullición del carbono es de grafito:
5100 K grados Kelvin o de -272,15 grados Celsius o grados
centígrados. Usos del carbono El carbono es el cuarto
elemento más abundante en el universo. Si alguna vez te has
preguntado para qué sirve el carbono, a continuación tienes
una lista de sus posibles usos:
54. El uso principal de carbono es en forma de
hidrocarburos, principalmente gas metano y el petróleo
crudo. El petróleo crudo se utiliza para producir gasolina y
queroseno a través de su destilación. La celulosa, un

polímero de carbono natural que se encuentra en plantas, se
utiliza en la elaboración de algodón, lino y cáñamo. Los
plásticos se fabrican a partir de polímeros sintéticos de
carbono. El grafito, una forma de carbono, se combina con
arcilla para hacer el principal componente de los lápices. El
grafito se utiliza también como un electrodo en la
electrólisis, ya que es inerte (no reacciona con otros
productos químicos). El grafito se utiliza también como
lubricante, como pigmento, como un material de moldeo en
la fabricación de vidrio y como moderador de neutrones en
los reactores nucleares. El carbón, otra forma de carbono,
se utiliza en obras de arte y para asar a la parrilla (por lo
general en una barbacoa). El carbón activado (otra forma de
carbono) se utiliza como un absorbente o adsorbente en
muchos filtros. Estos incluyen máscaras de gas, purificadores
de agua y campanas extractoras de cocina. También puede
ser utilizada en medicina para eliminar toxinas, gases o
venenos del sistema digestivo, por ejemplo en los lavados de
estómago. El diamante es otra forma de carbono que se
utilizan en joyería. Los diamantes industriales se utilizan para
perforar, cortar o pulir metales y piedra. El carbono, en
forma de coque, se utiliza para reducir el mineral de hierro
en el metal de hierro. Cuando se combina con el silicio,
tungsteno, boro y titanio, el carbono forma algunos de los
compuestos más duros conocidos. Estos se utilizan como
abrasivos en herramientas de corte y esmerilado.

Propiedades atómicas del carbono La masa atómica de un
donde encontrar el carbono dentro de la tabla periódica de
los elementos, el carbono se encuentra en el grupo 14 y
periodo 2. El carbono tiene una masa atómica de 12,0107 u.
La configuración electrónica del carbono es [He]2s22p2. La
configuración electrónica de los elementos, determina la
forma en la cual los electrones están estructurados en los
átomos de un elemento. El radio medio del carbono es de 70
pm, su radio atómico o radio de Bohr es de 67 pm, su radio
covalente es de 77 pm y su radio de Van der Waals es de 170
pm. El carbono tiene un total de 6 electrones cuya
distribución es la siguiente: En la primera capa tiene 2
electrones y en la segunda tiene 4 electrones.
55. Características del carbono A continuación puedes ver
una tabla donde se muestra las principales características
que tiene el carbono. Carbono Símbolo químico C Número
atómico 6 Grupo 14 Periodo 2 Aspecto negro (grafito) o
incoloro (diamante) Bloque p Densidad 2267 kg/m3 Masa
atómica 12.0107 u Radio medio 70 pm Radio atómico 67
Radio covalente 77 pm Radio de van der Waals 170 pm
Configuración electrónica [He]2s22p2 Electrones por capa 2,
4 Estados de oxidación 4, 2 Óxido ácido débil Estructura
cristalina hexagonal Estado sólido Punto de fusión diamante:

3823 KGrafito: 3800 K K Punto de ebullición grafito: 5100 K K
Calor de fusión grafito; sublima: 105 kJ/mol kJ/mol
Conductividad eléctrica 61×103S/m Conductividad térmica
129 W/(K·m)
56. Silicio Con posición 14 en la tabla periódica. Su símbolo
es Si y pertenece al grupo de los metaloides y su estado
habitual en la naturaleza es sólido. Propiedades del silicio El
silicio forma parte de los elementos denominados
metaloides o semimetales. Este tipo de elementos tienen
propiedades intermedias entre metales y no metales. En
cuanto a su conductividad eléctrica, este tipo de materiales
al que pertenece el silicio, son semiconductores. El estado
del silicio en su forma natural es sólido (no magnético). El
silicio es un elmento químico de aspecto gris oscuro azulado
y pertenece al grupo de los metaloides. El número atómico
del silicio es 14. El símbolo químico del silicio es Si. El punto
de fusión del silicio es de 1687 grados Kelvin o de 1414,85
grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición
del silicio es de 3173 grados Kelvin o de 2900,85 grados
celsius o grados centígrados. Usos del silicio El silicio es el
segundo elemento más abundante en la corteza terrestre y
es vital para la industria de la construcción. Si alguna vez te
has preguntado para qué sirve el silicio, a continuación
tienes una lista de sus posibles usos: El dióxido de silicio y
sílice (en forma de arcilla o arena) son componentes

importantes de ladrillos, hormigón y cemento. El silicio es
un semiconductor. Esto significa que el flujo eléctrico puede
ser controlada mediante el uso de partes de silicio. Por lo
tanto, el silicio es muy importante en la industria eléctrica.
Componentes de silicio se utilizan en las computadoras, los
transistores, células solares, pantallas LCD y otros
dispositivos semiconductores. La mayoría del silicio se
utiliza para la fabricación de aleaciones de aluminio y silicio
con el fin de producir piezas fundidas. Las piezas se
producen mediante
57. el vertido del material fundido de aluminio y silicio en un
molde. Estas piezas de material fundido se utilizan
generalmente en la industria del automóvil para fabricar
piezas para coches. La masilla "Silly Putty" antes se hacía
mediante la adición de ácido bórico al aceite de silicona. El
carburo de silicio es un abrasivo muy importante. Los
silicatos se puede utilizar para hacer tanto cerámica y como
esmalte. La arena, que contiene silicio, es un componente
muy importante del vidrio. La silicona, un polímero
derivado del silicio, se utiliza en aceites y ceras, implantes
mamarios, lentes de contacto, explosivos y pirotecnia
(fuegos artificiales). En el futuro, el silicio puede sustituir al
carbón como la principal fuente de electricidad. Propiedades
atómicas del silicio La masa atómica de un elemento está

elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el silicio
dentro de la tabla periódica de los elementos, el silicio se
encuentra en el grupo 14 y periodo 3. El silicio tiene una
masa atómica de 28,0855 u. La configuración electrónica del
silicioes [Ne]3s2 3p2. La configuración electrónica de los
del silicio es de 110 pm, su radio atómico o radio de Bohr es
Van der Waals es de 210 pm. El silicio tiene un total de 14
capa tiene 2 electrones, en la segunda tiene 8 electrones y
en su tercera capa tiene 4 electrones. Características del
silicio A continuación puedes ver una tabla donde se muestra
las principales características que tiene el silicio. Silicio
Símbolo químico Si Número atómico 14 Grupo 14 Periodo 3
58. Aspecto gris oscuro azulado Bloque p Densidad 2330
atómico 111 Radio covalente 111 pm Radio de van der
Waals 210 pm Configuración electrónica [Ne]3s2 3p2
Electrones por capa 2, 8, 4 Estados de oxidación 4 Óxido
anfótero Estructura cristalina cúbica centrada en las caras
Estado sólido Punto de fusión 1687 K Punto de ebullición
3173 K Calor de fusión 50.55 kJ/mol Presión de vapor 4,77
Pa a 1683 K Electronegatividad 1,9 Calor específico 700

J/(K·kg) Conductividad eléctrica 2,52·10-4S/m Conductividad
térmica 148 W/(K·m)
59. Germanio El germanio es un elemento químico de
aspecto blanco grisáceo de número atómico 32 y con
posición 32 en la tabla periódica. Su símbolo es Ge y
pertenece al grupo de los metaloides y su estado habitual en
la naturaleza es sólido. Propiedades del germanio El
germanio forma parte de los elementos denominados
metaloides o semimetales. Este tipo de elementos tienen
propiedades intermedias entre metales y no metales. En
cuanto a su conductividad eléctrica, este tipo de materiales
al que pertenece el germanio, son semiconductores. El
estado del germanio en su forma natural es sólido. El
germanio es un elmento químico de aspecto blanco grisáceo
y pertenece al grupo de los metaloides. El número atómico
del germanio es 32. El símbolo químico del germanio es Ge.
El punto de fusión del germanio es de 1211,4 grados Kelvin o
de 939,25 grados celsius o grados centígrados. El punto de
ebullición del germanio es de 3093 grados Kelvin o de
2820,85 grados celsius o grados centígrados. Usos del
germanio El germanio es una sustancia dura de color blanco
grisáceo que se encuentra con los minerales de zinc, plata,
plomo y cobre. Un químico alemán llamado Clemens Winkler
descubrió este elemento en el año 1886 y la llamó así en
referencia a Alemania. La producción principal de germanio

es como un subproducto de la obtención del mineral de zinc
y no se producen más de 100 toneladas al año. Es
60. es muy demandado por sus importantes aplicaciones. Si
alguna vez te has preguntado para qué sirve el germanio, a
continuación tienes una lista de sus posibles usos: El
germanio se utiliza como material semiconductor. Se usa
generalmente, junto al silicio, en los circuitos integrados de
alta velocidad para mejorar su rendimiento. En algunos
casos se está planteando sustituir al silicio por germanio
para hacer chips miniaturizados. También se utiliza en las
lámparas fluorescentes y algunos didodos LED. Algunos
pedales de guitarra contienen transistores de germanio para
producir un tono de distorsión característico. Se puede
utilizar en los paneles solares. De hecho, los robots
exploradores de marte contienen germanio en sus células
solares. El germanio se combina con el oxígeno para su uso
en las lentes de las cámaras y la microscopía. También se
utiliza para la fabricación del núcleo de cables de fibra
óptica. También se utiliza en aplicaciones de imágenes
térmicas para uso militar y la lucha contra incendios. El
germanio se utiliza en el control de los aeropuertos para
detectar las fuentes de radiación. Hay algunos indicios de
que puede ayudar al sistema inmunológico de pacientes con
cáncer, pero esto todavía no está probado. Actualmente el
germanio está considerado como un peligro potencial para
la salud cuando se utiliza como suplemento nutricional.

Propiedades atómicas del germanio La masa atómica de un
donde encontrar el germanio dentro de la tabla periódica de
los elementos, el germanio se encuentra en el grupo 14 y
periodo 4. El germanio tiene una masa atómica de 72,64 u.
La configuración electrónica del germanio es [Ar]3d10 4s2
4p2. La configuración electrónica de los elementos,
del germanio es de 125 pm, su radio atómico o radio de Bohr
es de 125 pm y su radio covalente es de 122 pm. El germanio
tiene un total de 32 electrones cuya distribución es la
siguiente: En la primera capa tiene 2 electrones, en la
segunda tiene 8 electrones, en su tercera capa tiene 18
electrones y en la cuarta, 4 electrones. Características del
germanio
61. A continuación puedes ver una tabla donde se muestra
las principales características que tiene el germanio.
Germanio Símbolo químico Ge Número atómico 32 Grupo 14
Periodo 4 Aspecto blanco grisáceo Bloque p Densidad 5323
atómico 125 Radio covalente 122 pm Configuración
electrónica [Ar]3d10 4s2 4p2 Electrones por capa 2, 8, 18, 4
Estados de oxidación 4 Óxido anfótero Estructura cristalina

cúbica centrada en las caras Estado sólido Punto de fusión
1211.4 K Punto de ebullición 3093 K Calor de fusión 36.94
kJ/mol Presión de vapor 0,0000746 Pa a 1210 K
Conductividad eléctrica 1,45 S/m Conductividad térmica 59,9
W/(K·m) Estaño
62. El estaño es un elemento químico de aspecto gris
plateado brillante de número atómico 50 y con posición 50
en la tabla periódica. Su símbolo es Sn y pertenece al grupo
de los metales del bloque p y su estado habitual en la
naturaleza es sólido. Propiedades del estaño El estaño
pertenece al grupo de elementos metálicos conocido como
metales del bloque p que están situados junto a los
metaloides o semimetales en la tabla periódica. Este tipo de
elementos tienden a ser blandos y presentan puntos de
fusión bajos, propiedades que también se pueden atribuir al
estaño, dado que forma parte de este grupo de elementos.
El estado del estaño en su forma natural es sólido. El estaño
es un elemento químico de aspecto gris plateado brillante y
pertenece al grupo de los metales del bloque p. El número
atómico del estaño es 50. El símbolo químico del estaño es
Sn. El punto de fusión del estaño es de 505,08 grados Kelvin
o de 232,93 grados Celsius o grados centígrados. El punto de
ebullición del estaño es de 2875 grados Kelvin o de 2602,85
grados Celsius o grados centígrados. Propiedades atómicas
del estaño La masa atómica de un elemento está

elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el estaño
dentro de la tabla
63. periódica de los elementos, el estaño se encuentra en el
grupo 14 y periodo 5. El estaño tiene una masa atómica de
118,710 u. La configuración electrónica del estaño es
[Kr]4d10 5s2 5p2. La configuración electrónica de los
elementos, determina la forma en la cual los electrones
están estructurados en los átomos de un elemento. El radio
medio del estaño es de 145 pm, su radio atómico o radio de
Bohr es de 145 pm, su radio covalente es de 180 pm y su
radio de Van der Waals es de 217 pm. El estaño tiene un
total de 50 electrones cuya distribución es la siguiente: En la
primera capa tiene 2 electrones, en la segunda tiene 8
electrones, en su tercera capa tiene 18 electrones, en la
cuarta, 18 electrones y en la quinta capa tiene 4 electrones.
Características del estaño A continuación puedes ver una
tabla donde se muestra las principales características que
tiene el estaño. Estaño Símbolo químico Sn Número atómico
50 Grupo 14 Periodo 5 Aspecto gris plateado brillante
Bloque p Densidad 7310 kg/m3 Masa atómica 118.710 u
Radio medio 145 pm Radio atómico 145 Radio covalente 180
pm Radio de van der Waals 217 pm Configuración
electrónica [Kr]4d10 5s2 5p2 Electrones por capa 2, 8, 18,

18, 4 Estados de oxidación 4,2 Óxido anfótero) Estructura
cristalina tetragonal
64. Estado sólido Punto de fusión 505.08 K Punto de
ebullición 2875 K Calor de fusión 7.029 kJ/mol Presión de
vapor 5,78·10-21Pa a 505 K Electronegatividad 1,96 Calor
específico 228 J/(K·kg) Conductividad eléctrica 9,17·106S/m
Conductividad térmica 66,6 W/(K·m) Plomo
65. El plomo es un elemento químico de aspecto gris azulado
de número atómico 82 y con posición 82 en la tabla
periódica. Su símbolo es Pb y pertenece al grupo de los
metales del bloque p y su estado habitual en la naturaleza es
sólido. Propiedades del plomo El plomo pertenece al grupo
de elementos metálicos conocido como metales del bloque
p que están situados junto a los metaloides o semimetales
en la tabla periódica. Este tipo de elementos tienden a ser
blandos y presentan puntos de fusión bajos, propiedades
que también se pueden atribuir al plomo, dado que forma
parte de este grupo de elementos. El estado del plomo en su
forma natural es sólido. El plomo es un elemento químico de
aspecto gris azulado y pertenece al grupo de los metales del
bloque p. El número atómico del plomo es 82. El símbolo
químico del plomo es Pb. El punto de fusión del plomo es de
600,61 grados Kelvin o de 328,46 grados Celsius o grados
centígrados. El punto de ebullición del plomo es de 2022
grados Kelvin o de 1749,85 grados Celsius o grados
centígrados. Propiedades atómicas del plomo La masa

atómica de un elemento está determinado por la masa total
de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo
átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la
posición donde encontrar el plomo dentro de la tabla
periódica de los elementos, el plomo se encuentra en el
grupo 14 y periodo 6. El plomo tiene una masa atómica de
207,2 u. La configuración electrónica del plomo es [Xe]4f14
5d10 6s2 6p2. La configuración electrónica de los elementos,
del plomo es de 180 pm, su radio atómico o radio de Bohr es
Van der Waals es de 202 pm. Características del plomo A
continuación puedes ver una tabla donde se muestra las
principales características que tiene el plomo. Plomo
Símbolo químico Pb Número atómico 82

66. Grupo 14 Periodo 6 Aspecto gris azulado Bloque p
Densidad 11340 kg/m3 Masa atómica 207.2 u Radio medio
180 pm Radio atómico 154 Radio covalente 147 pm Radio de
van der Waals 202 pm Configuración electrónica [Xe]4f14
5d10 6s2 6p2 Estados de oxidación 4, 2 (anfótero) Estructura
cristalina cúbica centrada en las caras Estado sólido Punto de
fusión 600.61 K Punto de ebullición 2022 K Calor de fusión
4.799 kJ/mol Presión de vapor 4,21 × 10-7Pa a 600 K
Electronegatividad 2,33 (Pauling) Calor específico 129
J/(kg·K) Conductividad eléctrica 4,81 × 106 m-1·Ω-1
Conductividad térmica 35,3 W/(m·K) CONCLUSION Con esta
información, se logró identificar variedad de elementos los
cuales poseen rasgos característicos, además, se aprendió
que cada elemento posee cualidades única y distinguibles
que los diferencian de otros. Además, se podría decir que la
tabla periódica está completa debido a la diversa
información encontrada en esta con el transcurso del
tiempo.

WEB GRAFIA
 https://elementos.org.es/plomo
 http://www.fullquimica.com/2011/11/tabla-periodica-
grupo-va- nitrogenoides.html
 https://elementos.org.es/polonio
 https://es.wikipedia.org/wiki/Grupo_del_Carbono
 http://grupo4atablaperiodica7.blogspot.com.co/
 http://www.fullquimica.com/2011/11/tabla-periodica-
grupo-viia- halogenos.html

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