TABLA PERIODICA GRUPO IV,V,VI,VII A

LABORATORIO DE QUIMICA
ANGIE DANIELA ACOSTA CABRERA
DOCENTE: DIANA FERNANDA JARAMILLO CARDENAS
GRADO: 11-3
INSTITUCION EDUCATIVA EXALUMNAS DE LA PRESENTACION
IBAGUE-TOLIMA
2018

LABORATORIO DE QUIMICA
ANGIE DANIELA ACOSTA CABRERA
DIANA FERNANDA JARAMILLO CARDENAS
INSTITUCION EDUCATIVA EXALUMNAS DE LA PRESENTACIÓN
IBAGUÉ-TOLIMA
2018

TABLADE CONTENIDO
INTRODUCCION
1. OBJETIVOS
2. PROCEDIMIENTO
3. MARCO TEORICO
4. ELEMENTOSDEL GRUPO IV.A
 Carbono
 Silicio
 Germanio
 Estaño
 Plomo
5. ELEMENTOSDEL GRUPO V.A
 Nitrógeno
 Fosforo
 Arsénico
 Antimonio
 Bismuto
6. ELEMENTOSDEL GRUPO VI.A
 Oxigeno
 Azufre
 Selenio
 Teluro
 Polonio
7. ELEMENTOSDEL GRUPO VII.A
 Fluor
 Cloro
 Bromo
 Yodo
 Astato

INTRODUCCION
Este blog pretende orientar el uso de las diferentes mitologías de
aprendizaje en el área de química, la tabla periódicaes de un
aprendizaje concreto y dispuesto a dar siempre lo mejor.
En esta ocasiónle hablaremos de la tabla periódica,todo lo que tiene
que ver con ella, explicando más a fondo los grupos IVA, VA,VIA,VIIA.
Dando a conocerlas diferentes características,numero atómico, y
más.
OBEJTIVOS
 Explicar que es la tabla periódica,para que sirve y sus
principales elementos.
 Reconocerlos elementos consus diferentes caracteristicas
 Aplicar los diferentes elementos
 Identificarlas diferentes de la cada elemento.

MARCO TEORICO
TABLAPERIODICA: La tabla periódicade los elementos es una
disposiciónde los elementos químicos en forma de tabla, ordenados
por su número atómico (número de protones),por su configuración de
electrones y sus propiedadesquímicas.
Este ordenamiento muestra tendencias periódicas,como elementos
con comportamiento similar en la misma columna.
Las filas de la tabla se denominan períodosy 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 descubiertoso sintetizados. La tabla periódicaproporciona
un marco útil para analizar el comportamiento químico yes
ampliamente utilizada en químicay otras ciencias.

GRUPO IV A: CARBOIDEOS
El grupo IV A de la tabla periódicade los elementos también conocido
como grupo del carbono o de los carbonoideos,está formado por los
siguientes:
elementos: carbono (C), silicio (Si), germanio (Ge), estaño (Sn), pl
omo (Pb), flerovio (Fl).
La mayoría de los elementos de este grupo son muy conocidosy
difundidos,especialmente el carbono, elemento fundamental de
la químicaorgánica.

CARBONO (C)
HISTORIA:
Descubridor: Desconocido.
Lugar de descubrimiento: Desconocido.
Año de descubrimiento: Antigüedad (prehistoria).
Origen del nombre: De la palabra latina "carbo",que significaba
"carbón",donde el carbono es elemento mayoritario.
Obtención: El carbono en carbón, hulla y carbono amorfo,ha
sido utilizado desde tiempos prehistóricos.

El carbono es único en la químicaporque forma un número de
compuestos mayor que la suma total de todos los otros elementos
combinados.
Con mucho, el grupo más grande de estos compuestoses el
constituido por carbono e hidrógeno.Se estima que se conoce un
mínimo de 1.000.000 de compuestosorgánicos y este número crece
rápidamente cada año. Aunque la clasificaciónno es rigurosa, el
carbono forma otra serie de compuestosconsiderados como
inorgánicos, en un número mucho menor al de los orgánicos.
El carbono es el 15.º elemento más abundante en la corteza terrestre,
y el cuarto elemento más abundante en el universo en masa después
del hidrógeno, el helio y el oxígeno.La abundancia de carbono, su
diversidad única de compuestos orgánicos y su inusual capacidad
para formar polímeros a las temperaturas comúnmente encontradas
en la Tierra, permite que este elemento sirva como un elemento
común de toda la vida conocida.Es el segundo elemento más
abundante en el cuerpo humano en masa (aproximadamente el
18,5%)después deloxígeno.
CARACTERÍSTICAS GENERALES
Nombre: Carbono Símbolo: C
Número atómico: 6
Masa atómica
(uma): 12,0107
Período: 2 Grupo: 14 (carbonoideos)
Bloque: p (representativo)
Números de oxidación: +2,
+4, -4
PROPIEDADES PERIÓDICAS
Configuración electrónica: [He]
2s2
2p2 Radio atómico (Å): 0,91
Radio iónico (Å): 2,6 (-4) Radio covalente(Å): 0,77
Energía de ionización(kJ/mol): 1087 Electronegatividad: 2,55
Afinidad electrónica (kJ/mol): 154

OBTENCIONDEL CARBONO:
El carbono se encuentra - frecuentemente muy puro - en la
naturaleza, en estado elemental, en las formas alotrópicas
diamante y grafito. El material natural más rico en carbono es el
carbón (del cual existen algunas variedades).
Grafito: Se encuentra en algunos yacimientos naturales muy
puro. Se obtiene artificialmente por descomposicióndel carburo
de silicio en un horno eléctrico.
Diamante:Existen en la naturaleza, en el seno de rocas
eruptivas y en el fondo del mar. En la industria se obtiene
tratando grafito a 3000 K de temperatura y a una presión entre
125 - 150 katm. Por ser la velocidad de transformación de grafito
en diamante muy lenta, se utilizan metales de transición, en
trazas, como catalizadores (hierro, níquel, platino).
Carbón de coque:muy rico en carbono, es el producto residual
en la destilaciónde la hulla.
Carbono amorfo:Negro de humo y carbón activo: Son formas
del carbono finamente divididas. El primero se prepara por
combustiónincompletade sustancias orgánicas; la llama
depositasobre superficiesmetálicas,frías, partículas muy finas
de carbón. El carbón activo se obtiene por descomposición
térmica de sustancias orgánicas.
Fullerenos: Estas sustancias se encuentran en el humo de los
fuegos y en las estrellas gigantes rojas. Se obtienen,
artificialmente, haciendo saltar un arco entre dos electrodosde
grafito o sublimando grafito por acción de un láser.

COMPUESTOS DEL CARBONO:
El dióxido de carbono se utiliza para carbonatación de bebidas,
en extintores de fuego y como enfriador(hielo seco,en estado
sólido).
El monóxido de carbono se empleacomo agente reductor en
procesos metalúrgicos.
El tetracloruro de carbono y el desulfuro de carbono se usan
como disolventes industriales importantes.
El freón se utilizaba en aparatos de refrigeración,hecho que está
desapareciendo,debido alo dañino de este compuesto para la
capa de ozono.
El carburo cálcico se emplea para preparar acetileno y para
soldar y cortar metales.
Los carburos metálicos se emplean como refractarios.
El carbono junto al hierro forma el acero.
APLICACIONES:
Grafito:
 Construcciónde reactores nucleares.
 Construcciónde electrodospara la industria electrolítica,por su
conductividad eléctrica.
 Lubricante sólido, por ser blando y untuoso.
 Construcciónde minas de lapiceros,la dureza de la mina se
consigue mezclando el grafito con arcilla.
 Construcciónde crisoles de alta temperatura, debido al elevado
punto de fusión del grafito.
Diamante:
 Tallados en brillantes se empleanen joyería.
 Taladradoras.
 Cojinetes de ejes en aparatos de precisión.

Carbón de coque:
 Se utiliza como combustible.
 Se utiliza para la reducciónde óxidos metálicos en metalurgia
extractiva.
Negro de humo:
 Colorante.
 Fabricación de tintas de imprenta.
 Llantas de automóviles.
Carbón activo:
 Adsorbente de gases.
 Catalizador.
 Decolorante.
 Purificación de aguas potables.
 En máscaras de gases.
 En filtros de cigarrillos.
Fullerentos:
 Propiedadesconductoras,semiconductoras o aislantes, en
función del metal con que se contaminen.
 Lubricante.
 Inhibición de la proteasa del virus del SIDA.
 Fabricación de fibras.

EFECTOSDEL CARBONO EN LA SALUD:
El carbono elemental es de una toxicidad muy baja. Los datos
presentados aquí de peligros para la salud están basados en la
exposiciónal negro de carbono, no carbono elemental. La inhalación
continuada de negro de carbón puede resultar en daños temporales o
permanentes a los pulmones y el corazón.
Se ha encontrado neumoconiosisen trabajadores relacionados con la
producciónde negro de carbón. También se ha dado parte de
afeccionescutáneas tales como inflamación de los folículospilosos,y
lesiones de la mucosa bucal debidosa la exposicióncutánea.
Carcinogenicidad:El negro de carbón ha sido incluido en la lista de la
Agencia Internacional de Investigacióndel Cáncer (AIIC)dentro del
grupo 3 (agente no clasificable con respecto asu carcinogenicidad en
humanos).
El carbono-14 es uno de los radionucleidos involucrados en las
pruebas nucleares atmosféricas,que comenzó en 1945,con una
prueba americana, y terminó en 1980 con una prueba china. Se
encuentra entre los radionucleidos de larga vida que han producido y
continuarán produciendo aumento del riesgo de cáncer durante
décadas y los siglos venideros. También puede atravesar la placenta,
ligarse orgánicamente con células en desarrollo y de esta forma poner
a los fetos en peligro.

SILICIO (SI)
HISTORIA:
Descubridor: Jöns Jacob Berzelius.
Lugar de descubrimiento: Suecia.
Año de descubrimiento: 1824.
Origen del nombre: El nombre "silicio" deriva del latín "silex"
(pedernal). Este nombre proviene de que los compuestos de
silicio eran de gran importancia en la prehistoria: las
herramientas y las armas, hechas de pedernal, una de las
variedades del dióxido de silicio, fueron los primeros utensilios
del hombre.
Obtención: Aunque, previamente, Davy pensaba que la sílice no
era un elemento,no pudo descomponerla.En 1824,Berzelius
obtuvo silicio amorfo al hacer reaccionar tetrafluoruro de silicio
sobre potasio fundido. Al lavar el producto con agua obtuvo un
polvo pardo que era silicio amorfo. En 1854,Sainte-Claire Deville
preparó silicio cristalino por electrólisis de un cloruro impuro de
sodio y aluminio. El silicio estaba contenido en el aluminio en
forma de escamas brillantes, al eliminar el aluminio por
disoluciónquedó el silicio cristalino.

Es el segundo elemento más abundante en la corteza
terrestre (27,7 % en peso)después del oxígeno.Se presenta en
forma amorfa y cristalizada; el primero es un polvo parduzco,
más activo que la variante cristalina, que se presenta
en octaedros de color azul grisáceo y brillo metálico.
En forma cristalina es muy duro y poco soluble y presenta un
brillo metálico y color grisáceo.Aunque es un elemento
relativamente inerte y resiste la acción de la mayoría de
los ácidos,reacciona con los halógenos y álcalis diluidos. El
silicio transmite más del 95 % de las longitudes de onda de
la radiación infrarroja.Se prepara en forma de polvo amarillo
pardo o de cristales negros-grisáceos.Se obtiene calentando
sílice,o dióxido de silicio (SiO2), con un agente reductor,
como carbono o magnesio,en un horno eléctrico.
Nombre: Silicio Símbolo: Si
Número atómico: 14 Masa atómica (uma): 28,0855
Período: 3 Grupo:14 (carbonoideos)
+4, -4
Configuración electrónica: [Ne]
3s2
Radio iónico (Å): 0,41 (+4) Radio covalente(Å): 1,11
Energía de ionización (kJ/mol): 786 Electronegatividad: 1,90
PROPIEDADES FÍSICAS
Densidad(g/cm3
): 2,33
Color: gris con brillo
metálico
Punto de fusión (ºC): 1414
Punto de ebullición
(ºC): 2680
Volumen atómico (cm3
/mol): 12,06

OBTENCIONDEL SILICIO:
Mediante aluminotermia a partir de la sílice,óxido de silicio, y
tratando el producto con ácido clorhídrico en el cual el silicio
es insoluble.
Reducciónde sílice con carbono o carburo de calcio en un
horno eléctrico con electrodos de carbono.
Reducciónde tetracloruro de silicio con hidrógeno (para
obtenerlo de forma muy pura).
El silicio hiperpuro se obtiene por reduccióntérmica de
triclorosilano, HSiCl3, ultra puro en atmósferade hidrógeno y
posteriorfusión por zonas a vacío.
APLICACIONES:
Utilizado para producir chips para ordenadores.
Las células fotovoltaicas para conversión directa de energía
solar en eléctricautilizan obleas cortadas de cristales simples de
silicio de grado electrónico.
El silicio hiperpuro puede doparse con boro, galio, fósforo o
arsénico, aumentando su conductividad;se emplea para la
fabricación de transistores, rectificadores yotros dispositivos de
estado sólido ampliamente empleados en electrónica.
Se utiliza como integrante de aleaciones para dar mayor
resistenciaa aluminio, magnesio,cobre y otros metales.
La arena y arcilla (silicatos) se usan para fabricar ladrillos y
hormigón; son un material refractario que permite trabajar a altas
temperaturas.
El metasilicato de sodio,Na2SiO3, es una sal empleadaen
detergentes para tamponar e impedirque la suciedad entre en el
tejido: los iones metasilicatos,SiO3
-2
,se unen a las partículas de
suciedad,dándoles carga negativa, lo que impide que se
agreguen y formenpartículas insolubles.
Al acidificar el ortosilicato de silicio se obtiene un precipitado
gelatinoso de sílice (sílica gel) que se empleacomo agente
desecante,soporte para catalizadores, cromatografíay aislante
térmico.

La sílice (arena) es el principal ingrediente del vidrio, uno de los
materiales más baratos con excelentes propiedadesmecánicas,
ópticas, térmicas y eléctricas.
Las siliconas son derivados poliméricosdelsilicio. Se utilizan
para juguetes, lubricantes, películas impermeables,implantes
para cirugía estética, ...
El carburo de silicio se utiliza como abrasivo importante, para
componentesrefractarios.
EFECTOSDEL SILICION EN LA SALUD:
El silicio elemental es un material inerte, que parece carecerde la
propiedad de causar fibrosis en el tejido pulmonar. Sin embargo,se
han documentado lesiones pulmonares leves en animales de
laboratorio sometidos a inyecciones intratraqueales de polvo de silicio.
El polvo de silicio tiene pocos efectos adversos sobrelos pulmones y
no parece producir enfermedadesorgánicas significativas o efectos
tóxicos cuando las exposiciones se mantienen por debajo de los
límites de exposiciónrecomendados.El silicio puede tener efectos
crónicos en la respiración. El silicio cristalino (dióxido de silicio) es un
potente peligro para la respiración. Sin embargo,la probablilidad de
que se produzca dióxido de silicio durante los procesamientos
normales es muy remota. LD50 (oral)-3160 mg/kg. (LD50: Dosis Letal
50. Dosis individual de una sustancia que provocala muerte del 50%
de la poblaciónanimal debido a la exposicióna la sustancia por
cualquier vía distinta a la inhalación. Normalmente expresadacomo
miligramos o gramos de material por kilogramo de peso del animal.)
El silicio cristalino irrita la piel y los ojos por contacto. Su inhalación
causa irritación de los pulmones y de la membrana mucosa.La
irritación de los ojos provoca lagrimeo y enrojecimiento.
Enrojecimiento,formaciónde costras y picores son características de
la inflamación cutánea.
El cáncer de pulmón está asociado con exposicionesa silicio cristalino
(especialmente cuarzo y cristobalita) en lugares de trabajo. En
estudios realizados a mineros,trabajadores con tierra de diatomeas,
trabajadores del granito, trabajadores de cerámica, trabajadores de
ladrillos refractarios y otros trabajadores se ha documentado una
relación exposición-respuesta.

Diversos estudios epidemiológicos han informado de números
estadísticamente significativos de exceso de muertes o casos de
desordeninmunológico y enfermedadesautoinmunes en trabajadores
expuestos al silicio. Estas enfermedades ytrastornos incluyen
scleroderma,artritis reumatoide, eritematosis sistémicay sarcoidosis.
Estudios epidemiológicos recientes han informado de asociaciones
estadísticamente significativas de exposiciones ocupacionales a silicio
cristalino con enfermedades renales y cambios renales subclínicos.
El silicio cristalino puede afectar el sistemainmunitario, resultando en
infecciones micobacterianas (tuberculosas y no tuberculosas)o
fúngicas, especialmente en trabajadores con silicosis.
La exposiciónocupacionalal silicio cristalino respirable está asociado
con bronquitis, enfermedad crónicade obstrucciónpulmonar (COPD)y
enfisema.Algunos estudios epidemiológicos sugierenque estos
efectossobre la salud puedenser menos frecuentes o ausentes en los
no fumadores.

GERMANIO (GE)
HISTORIA
Descubridor: Clemens Winkler.
Lugar de descubrimiento: Alemania.
Origen del nombre: De la palabra latina "Germania",que
significaba"Alemania".
Obtención: El germanio era un elemento cuya existencia había
sido predicha por Mendeleiev en 1871.Predijo que este
elemento deberíatener propiedadesanálogas al silicio y le llamó
eka-silicio. Sus predicciones estabanextremadamente próximas
a la realidad. Fue obtenido por Winkler del mineral argirodita.

Es un semimetal,de color blanco grisáceo lustroso, quebradizo, que
conserva el brillo a temperaturas ordinarias. Presentala
misma estructura cristalina que el diamante y resiste a
los ácidos y álcalis.
Forma gran número de compuestosorganometálicosy es un
importante material semiconductor utilizado en transistores y foto
detectores.A diferenciade la mayoría de semiconductores,el
germanio tiene una pequeña banda prohibida (band gap) por lo que
responde de forma eficaz a la radiación infrarroja y puede usarse en
amplificadores de bajaintensidad.
Nombre: Germanio Símbolo: Ge
Período: 4 Grupo:14 (carbonoideos)
+4
Configuración electrónica: [Ar]
3d10
4s2
Radio iónico (Å):0,53 (+4), 0,93 (+2) Radio covalente(Å): 1,22
Densidad(g/cm3
): 5,323 Color: Grisáceo
(ºC): 2830
/mol): 13,64

OBTENCIONDEL GERMANIO:
Se obtiene como subproducto en los procesosde obtenciónde
cobre,zinc y en las cenizas de ciertos carbones.Para la
purificación ulterior se utiliza el procesollamado fusión por
zonas.
APLICACIONES:
Se utiliza como semiconductor.
El germanio dopado con arsénico, galio, u otros elementos se
utiliza como transistor.
Por ser transparente a la radiación infrarroja se empleaen
forma de mono cristales en espectroscopios infrarrojos
(lentes, prismas y ventanas) y otros aparatos ópticos entre los
que se encuentran detectoresinfrarrojos extremadamente
sensibles.
El óxido de germanio se aplica en lentes gran angular de
cámaras y en objetivos de microscopio.
El germanio se utiliza como detectorde la radiación gamma.
Los compuestosorganogermánicosse están utilizando en
quimioterapia, pues tienen poca toxicidad para los mamíferos
y son eficaces contra ciertas bacterias.
EFECTOSDEL GERMANIO EN LA SALUD:

El hidruro de germanio y el tetra hidruro de germanio son
extremadamente inflamables e incluso explosivos cuando son
mezclados con el aire. Inhalación: Calambres abdominales.Sensación
de quemadura. Tos.Piel: Enrojecimiento.Dolor. Ojos: Enrojecimiento.
Dolor.
Peligros físicos: El gas es más pesado que el aire y puede viajar por el
suelo; es posible la ignición a distancia.
Vías de exposición: La sustancia puede ser absorbida por el cuerpo
por inhalación.
Riesgo de inhalación: En caso de pérdidas en el contenedorse
alcanzará rápidamente una concentraciónpeligrosadel gas en el aire.
Efectosde la exposición a corto plazo: La sustancia irrita los ojos,la
piel y el tracto respiratorio. La sustancia puede tener efectos enla
sangre, resultando en lesiones de las células sanguíneas. La
exposiciónpuede resultar en la muerte.

ESTAÑO (SN)
HISTORIA:
Año de descubrimiento: Conocido desdela antigüedad.
Origen del nombre: De la palabra anglosajona "tin" que
significa "estaño" o "lata",aunque también se piensa que deriva
de Tinia,la supremadiosa del cielo de los Etruscos.El origen del
símbolo procedede la palabra latina "stannum"que significa
"estaño".
Obtención: El estaño se conoce desdela antigüedad y ya se
menciona en el Viejo Testamento.En Mesopotamiaya se hacían
armas de bronce (aleación de cobre y estaño). También los
romanos recubrían con estaño el interior de recipientes de cobre.

Es un metal plateado, maleable, que se oxida fácilmente, a
temperatura ambiente, cambiando de colora un gris más opaco,y es
resistente a la corrosión. Se encuentra en muchas aleaciones y se usa
para recubrir otros metales protegiéndolosde la corrosiónSe funde a
baja temperatura; tiene gran fluidez cuando se funde y posee un punto
de ebullición alto. es suave, flexible y resistente a la corrosiónen
muchos medios.Una aplicación importante es el recubrimiento de
envases de acero para conservar alimentos y bebidas.Otros empleos
importantes son: aleaciones para soldar, bronces,ple tres y aleaciones
industriales diversas. Los productos químicos de estaño, tanto
inorgánicos como orgánicos,se utilizan mucho en las industrias de
galvanoplastia, cerámica y plásticos,y en la agricultura.
Nombre: Estaño Símbolo: Sn
Número atómico: 50
Masa atómica
(uma): 118,710
Período: 5 Grupo: 14 (carbonoideos)
+4
Configuración electrónica: [Kr]
4d10
5s2
Radio iónico (Å): 0,71 (+4), 1,12 (+2) Radio covalente(Å): 1,41
Densidad(g/cm3
): 7,31 Color: Blanco plateado
(ºC): 2602
/mol): 16,29

OBTENCIONDEL ESTAÑO:
El estaño se obtiene del mineral casiterita (óxido de estaño (IV)).
Dicho mineral se muele y se enriquece en dióxido de estaño por
flotación, después se tuesta y se calienta con coque en un horno
de reverbero con lo cual se obtiene el metal.
APLICACIONES:
Se utiliza para producirvidrio de ventanas. Para esto se añade
vidrio fundido sobre estaño fundido, en el cual flota, con lo cual
se produce una superficie lisa (Proceso Pilkington).
Debido a su estabilidad y falta de toxicidad se emplea como
recubrimiento de metales: recubrimiento de hierro (hojalata) para
la industria conservera;esto se hace por electrólisis o por
inmersión.
Junto a otros metales forma aleaciones de importancia
industrial.: bronce (cobre y estaño), estaño de soldar (64 % de
estaño y 36 % de plomo),metal de imprenta, para fabricar
cojinetes 30 % estaño, antimonio y cobre)y la aleación niobio-
estaño, superconductoraa bajas temperaturas.
El cloruro de estaño (II) se emplea como agente reductor.
Las sales de estaño pulverizadas sobre vidrio se utilizan para
producir capas conductoras que se usan en paneles luminosos y
en calefacciónde cristales de coche.

EFECTOSDEL ESTAÑO EN LA SALUD:
El estaño se aplica principalmente en varias sustancias orgánicas. Los
enlaces orgánicos de estaño son las formas más peligrosas delestaño
para los humanos. A pesar de su peligro son aplicadas en gran
número de industrias, tales como la industria de la pintura y del
plástico, y en la agricultura a través de los pesticidas.El número de
aplicaciones de las sustancias orgánicas del estaño sigue creciendo,a
pesar del hecho de que conocemoslas consecuencias del
envenenamiento por estaño.
Los efectos de las sustancias orgánicas de estaño puedenvariar.
Dependendeltipo de sustancia que está presente y del organismo
que está expuesto a ella. El estaño trietílico es la sustancia orgánica
del estaño más peligrosapara los humanos. Tiene enlaces de
hidrógeno relativamente cortos. Cuantos más largos sean los enlaces
de hidrógeno,menos peligrosapara la salud humana será la sustancia
del estaño. Los humanos podemos absorberenlaces de estaño a
través de la comiday la respiración y a través de la piel. La toma de
enlaces de estaño puede provocar efectosagudos así como efectos a
largo plazo.

PLOMO (PB)
HISTORIA
Origen del nombre: Procededellatín "plumbum";los romanos
utilizaban este nombre precisamente para designar al elemento
plomo.Lo llamaban "plumbum nigrum" para distinguirlo del
estaño, al que llamaban "plumbum candidum".
Obtención: Mencionado en el Éxodo; los romanos lo utilizaban
en grandes cantidades para la conducciónde agua. Los
alquimistas creían que el plomo era el metal más antiguo y lo
asociaban con el planeta Saturno. Los alquimistas gastaron una
gran cantidad de tiempo intentando "transmutar" el plomo en oro.

El plomo es un metal pesado de densidad relativa o gravedad
específica11,4 a 16 °C, de colorplateado con tono azulado, que
se empaña para adquirir un color gris mate. Es flexible, inelástico
y se funde con facilidad. Su fusión se produce a 327,4 °C y
hierve a 1725 °C. Las valencias químicas normales son 2 y 4. Es
relativamente resistente al ataque del ácido sulfúrico y del ácido
clorhídrico,aunque se disuelve con lentitud en ácido nítrico y
ante la presenciade bases nitrogenadas.
El plomo es anfótero, ya que forma sales de plomo de los ácidos,
así como sales metálicas del ácido plúmbico.Tiene la capacidad
de formar muchas sales, óxidos y compuestosorganometálicos.
Nombre: Plomo Símbolo: Pb
Masa atómica
(uma): 207,2
Período: 6
Grupo:14
(carbonoideos)
Números de
oxidación: +2,+4
Configuración electrónica: [Xe]
4f14
5d10
6s2
Radio iónico (Å): 0,84 (+4), 1,20 (+2)
Radio covalente
(Å): 1,47
Densidad(g/cm3
): 11,342 Color: Blanco azulado
(ºC): 1749
/mol): 18,27

OBTENCIONDEL PLOMO:
El metal se obtiene a partir de los sulfuros minerales; el cual, tras
un previo enriquecimiento es tostado y sinterizado en un horno,
obteniéndoseasí el óxido de plomo (II), el cual se reduce con
carbón de coque a plomo metal impuro (plomo de obra). El
plomo se purifica por métodos piro metalúrgicos o electrolíticos.
APLICACIONES:
El plomo y el dióxido de plomo se utilizan para baterías de
automóviles.
Se utiliza para fontanería, aparatos químicos y municiones.
Se empleapara la insonorización de máquinas, pues es muy
efectivo en la absorcióndel sonido y de vibraciones.
Se usa como blindaje para la radiación en reactores nucleares y
en equipos de rayos X.
El óxido de plomo (II) se utiliza para la producciónde vidrios de
alto índice de refracción para fabricar lentes acromáticas.
El carbonato y el cromato de plomo (II) se usan como pigmentos
en las pinturas.
El nitrato de plomo se utiliza en pirotecnia.
El minio (óxido de plomo)mezclado con aceite de linaza se usa
como pintura antioxidante.
El sulfuro de plomo (II) presenta propiedades semiconductoras
por lo cual se utiliza en células fotoeléctricas.
El arseniato de plomo (II) se empleacomo insecticida.

EFECTOSDEL PLOMO ENLA SALUD:
El Plomo es un metal blando que ha sido conocido através de los
años por muchas aplicaciones. Este ha sido usado ampliamente desde
el 5000 antes de Cristo para aplicaciones en productos metálicos,
cables y tuberías, pero también en pinturas y pesticidas.El plomo es
uno de los cuatro metales que tienen un mayor efecto dañino sobre la
salud humana. Este puede entrar en el cuerpo humano a través de la
comida(65%), agua (20%) y aire (15%).
Las comidas como fruta, vegetales,carnes, granos, mariscos,
refrescos y vino puedencontener cantidades significantes de Plomo.
El humo de los cigarros también contiene pequeñas cantidades de
plomo.ElPlomo puede entrar en el agua potable a través de la
corrosiónde las tuberías. Esto es más común que ocurra cuando el
agua es ligeramente ácida. Este es el porqué de los sistemas de
tratamiento de aguas públicas son ahora requeridos llevar a cabo un
ajuste de pH en agua que sirve para el uso del agua potable. Que
nosotros sepamos,el Plomo no cumple ninguna función esencial en el
cuerpo humano, este puede principalmente hacer daño después de
ser tomado en la comida, aire o agua.
El Plomo puede causar varios efectos no deseados,como son:
 Perturbación de la biosíntesisde hemoglobinay anemia
 Incremento de la presión sanguínea
 Daño a los riñones
 Abortos y abortos sutíles
 Perturbación del sistema nervioso
 Daño al cerebro
 Disminución de la fertilidad del hombre a través del daño en el
esperma
 Disminución de las habilidades de aprendizaje de los niños
 Perturbación en el comportamiento de los niños, como es
agresión, comportamiento impulsivo e hipersensibilidad.

FLEROVIO (FL)
HISTORIA
Descubridor: Equipo del Instituto Nuclear de Dubna.
Lugar de descubrimiento: Dubna,Rusia.
Origen del nombre: El nombre de Flerovio se le puso en honor
a Gueorgui Flerov, físico nuclearsoviético que fundó el
Laboratorio Flerov de reacciones nucleares en Dubna, en 1957.
Hasta la fecha se han observado alrededorde 80
desintegracionesde átomos de flerovio,50 de ellas directamente
y 30 de la desintegraciónde los elementos más
pesados Livermorio y Ununoctio

Nombre: Flerovio Símbolo: Fl
Masa atómica
(uma): (285)
Período: 7
Grupo:14
(carbonoideos)
Números de
oxidación: -
Configuración electrónica: [Rn]
5f14
6d10
7s2
7p2 Radio atómico (Å): -
Radio iónico (Å): - Radio covalente(Å): -
Energía de ionización(kJ/mol): - Electronegatividad: -
Afinidad electrónica (kJ/mol): -
Densidad(g/cm3
): - Color: -
Punto de fusión (ºC): -
(ºC): -
/mol): -
OBTENCIONDEL FLEROVIO:
Bombardeo de plutonio con calcio
APLICACIONES:
No se conocen,pues sólo se ha podido crear un átomo de este
elemento.

GRUPO V A: NITROGENOIDES
El grupo del nitrógeno está compuesto porlos elementos
químicos del grupo 15 de la tabla periódica,que
son: nitrógeno (N), fósforo (P), arsénico (As), antimonio (Sb), bis
muto (Bi) y el elemento sintético Moscovia (Mc), cuyo
descubrimiento ya ha sido confirmado.Estos elementos también
recibenel nombre de pnicógenos o nitrogenados.

NITROGENO (N)
HISTORIA
Descubridor: Daniel Rutherford.
Lugar de descubrimiento: Escocia.
Origen del nombre: De las palabras griegas "nitron" ("nitrato")y
"geno" ("generador").Significando "formadorde nitratos".
Obtención: En el estudio de la composicióndel aire, Joseph
Black, obtuvo un gas que permitía la combustióny la vida y otro
gas que no la permitía ("aire viciado"). Rutherford estudió este
gas y llegó a la conclusiónde 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.

en condiciones normales forma un gas diatómico (nitrógeno diatómico
o molecular) que constituye del orden del 78 % del aire atmosférico
Gran parte del interés industrial en el nitrógeno se debe a la
importancia de los compuestos nitrogenados en la agricultura y en la
industria química; de ahí la importancia de los procesospara
convertirlo en otros compuestos.El nitrógeno también se usa para
llenar los bulbos de las lámparas incandescentes y cuando se requiere
una atmósfera relativamente inerte.
El nitrógeno, consta de dos isótopos, 14
N y 15
N, en abundancia relativa
de 99.635 a 0.365.Además se conocenlos isótopos
radiactivos 12
N, 13
N, 16
N y 17
N, producidosporuna variedad de
reacciones nucleares. A presióny temperatura normales, el nitrógeno
molecular es un gas con una densidad de 1.25046 g porlitro.
Nombre: Nitrógeno Símbolo: N
Período: 2 Grupo: 15 (nitrogenoideos)
Números de oxidación: +1, +2, +3, -3,
+4, +5
Configuración electrónica: [He] 2s2 2p3 Radio atómico (Å): 0,92
Radio iónico (Å): 1,71 (-3) Radio covalente (Å): 0,92
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

COMO SE OBTIENE EL NITROGENO:
 Se obtiene de la atmósfera(su fuente inagotable) por licuación y
destilaciónfraccionada.
 Se obtiene, muy puro, mediante descomposicióntérmica (70 ºC)
del nitrito amónico en disoluciónacuosa.
 Por descomposiciónde amoniaco (1000 ºC) en presenciade
níquel en polvo.
APLICACIONES:
 Producciónde 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 atmósferainerte en tanques de explosivos líquidos.
 El ácido nítrico, compuestodel 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.

EFECTOSDEL NITROGENO EN LA SALUD:
Las moléculas de Nitrógeno se encuentran principalmente en el aire.
En agua y suelos el Nitrógeno puede ser encontrado en forma de
nitratos y nitritos. Todas estas substancias son parte del ciclo del
Nitrógeno, aunque hay una conexiónentre todos.
Los humanos han cambiado radicalmente las proporcionesnaturales
de nitratos y nitritos, mayormente debido a la aplicación de estiércoles
que contienen nitrato. El Nitrógeno es emitido extensamente por las
industrias, incrementando los suministros de nitratos y nitritos en el
suelo y agua como consecuenciade reacciones que tienen lugar en el
ciclo del Nitrógeno.
EFECTOSDEL NITROGENO EN LA NATURALEZA:
La adición de Nitrógeno enlazado en el ambiente tiene varios efectos.
Primeramente, puede cambiar la composiciónde especies debidoa la
susceptibilidad de ciertos organismos a las consecuencias de los
compuestos de nitrógeno. Segundo,la mayoría del nitrito puede tener
varios efectossobre la salud de los humanos asi como en animales.
La comidaque es rica en compuestos de Nitrógeno puede causar una
pérdidaen el transporte de oxígeno en la sangre, lo que puede tener
consecuencias serias para el ganado.
CARACTERISTICAS
 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 presenciade
un catalizador, con hidrógeno a temperaturas y presiónbastante
altas, para formar amoniaco.

FOSFORO (P)
HISTORIA
Descubridor: Hennig Brand.
Lugar de descubrimiento: Alemania.
Origen del nombre: De la palabra griega "phosphoros" que
significa "portadorde luz",nombre que se correspondíacon el
antiguo del planeta Venus cuando aparecíaantes de la salida del
sol (ya que el fósforo emite luz en la oscuridad porque arde al
combinarse lentamente con el oxígeno del aire).
Obtención: Buscando la piedra filosofal,Brand destiló una
mezcla de arena y orina evaporada y obtuvo un cuerpo que tenía
la propiedad de lucir en la oscuridad.Durante un siglo se vino
obteniendo esta sustancia exclusivamente de la orina, hasta que
en 1771 Scheele la produjo de huesos calcinados.

Es un no metal multivalente perteneciente al grupo del nitrógeno
(Grupo 15 (VA): nitrogenoideos)que se encuentra en la
naturaleza combinado en fosfatos inorgánicosy en organismos
vivos pero nunca en estado nativo. Es muy reactivo y
se oxida espontáneamente en contacto con
el oxígeno atmosféricoemitiendo luz.
Este elemento puede encontrarse en pequeñas cantidades en
el semen,lo que hace que este fluido resalte en un colornotable
ante la luz ultravioleta; esto ha permitido resolver algunos casos
criminales que han involucrado una violación sexual.
El ciclo del fósforo en las plantas es la absorciónde este por la
planta y su retorno a través de los residuos vegetales y
animales, su fijación a las superficiesde arcilla y óxidos y el
recambio biológico dado por procesos de mineralización y
solubilización.
Nombre: Fósforo Símbolo: P
Bloque: p (representativo) Números de oxidación: +1, +3, +5, -3
Configuración electrónica: [Ne] 3s2 3p3 Radio atómico (Å): 1,1
Radio iónico (Å): 0,34 (+5) Radio covalente (Å): 1,06
Densidad (g/cm3): 1,82 Color: Blanco
Punto de fusión (ºC): 44 P. de ebullición (ºC): 280

OBTENCIONDEL FOSOFORO:
Se obtiene por métodoselectroquímicos,en atmósferaseca, 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 condensael 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 fabricaciónde 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 empleaprincipalmente en
la fabricaciónde ácido fosfórico,fosfatos ypolifosfatos
(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 semiconductoresy en la
fumigación de cereales.
 El trisulfuro de tetrafósforo constituye la masa incendiaria de las
cerillas.
 Los fosfatos se usan en la producciónde vidrios especiales,
como los usados en las lámparas de sodio.
 El fosfato de calcio tratado con ácido sulfúrico origina
superfosfato.tratado con ácido fosfóricoorigina superfosfato
doble.Estos superfosfatosse utilizan ampliamente como
fertilizantes.
 La ceniza de huesos, compuestapor fosfato de calcio, se ha
usado para fabricar porcelana y producir fosfato monocálcico,
que se utiliza en polvos de levadura panadera.
 El fosfato sódicoes un agente limpiador, cuya función es
ablandar el agua e impedirla formaciónde costras en caldera y
la corrosiónde tuberías y tubos de calderas.
 Los fosfatos desempeñanun papel esencial en los procesos
biológicosde transferencia de energía: metabolismo,
fotosíntesis,función nerviosa y muscular. Los ácidos nucléicos
que forman el material genético son polifosfatos y coenzimas.

EFECTOSDEL FOSFORO EN LA SALUD:
El Fósforopuede ser encontrado en el ambiente más comúnmente
como fosfato.Los fosfatossonsubstancias importantes en el cuerpo
de los humanos porque ellas son parte del material de ADN y tienen
parte en la distribución de la energía. Los fosfatospuedenser
encontrados comúnmente en plantas. Los humanos han cambiado el
suministro natural de fósforo radicalmente por la adición de estiércol
ricos en fosfatos.
El fósforo blanco es la forma más peligrosade fósforo que es
conocida.Cuando el fósforo blanco ocurre en la naturaleza este puede
ser un peligro serio para nuestra salud. El fósforo blanco es
extremadamente venenoso y en muchos casos la exposicióna él será
fatal.
EFECTOSDEL FOSFORO EN EL MEDIO AMBIENTE:
Fósforo blanco: El fósforo blanco estra en el ambiente cuando es
usado en industrias para hacer otros productos químicosy cuando el
ejército lo usa como munición. A través de descargas de aguas
residuales el fósforoblanco termina en las aguas superficiales cerca
de las fábricas donde es usado.
Fosfatos: Los fosfatos tienen muchos efectos sobre los organismos.
Los efectos sonmayormente consecuencias de las emisiones de
grandes cantidades de fosfatos en el ambiente debido a la minería y
los cultivos. Durante la purificación del agua los fosfatosno son a
menudo eliminado correctamente,así que pueden expandirse a través
de largas distancias cuando se encuentran en la superficie de las
aguas.

ARSENICO (AS)
HISTORIA
Descubridor: Alberto Magno.
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",dellatín 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).

El arsénico es un elemento químico de la tabla periódicaque
pertenece al grupo de los metaloides,también llamados semimetales,
se puede encontrar de diversas formas,aunque raramente se
encuentra en estado sólido.
Se conoce desde laantigüedad y se reconoce como
extremadamente tóxico. A presión atmosféricael arsénico sublima a
613 °C.
Es un elemento esencial para la vida y su deficienciapuede dar lugar
a diversas complicaciones.La ingesta diaria de 12 a 15 μg puede
consumirse sin problemas en la dieta diaria de carnes, pescados,
vegetales y cereales,siendo los peces y crustáceos los que más
contenido de arsénico presentan.
Nombre: Arsénico Símbolo: As
Bloque: p (representativo) Números de oxidación: +3, +5, -3
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
Densidad (g/cm3): 5,73 Color: Gris
Punto de fusión (ºC): 817 (a 28 atm) P. de ebullición (ºC): 613 (sublima)

OBTENCIONDEL ARSENICO:
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 dispositivosde estado sólido.
 El arseniuro de galio se emplea en la construcción de láseres ya
que convierte la electricidad en luz coherente.
 El óxido de arsénico (III) se emplea en la industria del vidrio,
además de como veneno.
 La arsina (trihidruro de arsénico) es un gas tremendamente
venenoso.
 Los sulfuros de arsénico; por ejemplo,el oropimente,se usan
como colorantes.
EFECTOSDEL ARSENICO EN LA SALUD:
El Arsénico es uno de los más tóxicos elementos que pueden ser
encontrados.Debido a sus efectos tóxicos,los enlaces de Arsénico
inorgánico ocurren en la tierra naturalmente en pequeñas cantidades.
Los humanos pueden ser expuestos al Arsénico a través de la comida,
agua y aire.
Los niveles de Arsénico en la comida son bastante bajos, no es
añadido debido a su toxicidad, pero los niveles de Arsénico en peces y
mariscos puede ser alta, porque los peces absorbenArsénico delagua
donde viven. Por suerte esto
esta es mayormente la forma
de Arsénico orgánico menos
dañina, pero peces que
contienen significantes
cantidades de Arsénico
inorgánico pueden ser un
peligro para la salud humana.

ANTIMONIO (SB)
HISTORIA
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
etimologíapopular como adaptación del árabe "at-timud", con el
mismo significado.El origen del símbolo,Sb, proviene de la
palabra latina stibium.
Obtención: Los compuestos de antimonio se conocendesde la
antigüedad y, como metal, a comienzos delsiglo XVII.En el
antiguo Egipto se empleabael sulfuro de antimonio como
ungüento, colorete y para ennegrecerlas uñas.

Este elemento semimetálico tiene cuatro formas alotrópicas. En
su forma estable es un metal blanco azulado. El antimonio negro
y el amarillo son formas no metálicas inestables. Principalmente
se empleaen aleaciones metálicas y algunos de sus
compuestos para dar resistenciacontra el fuego,en pinturas,
cerámicas,esmaltes, vulcanización del caucho y fuegos
artificiales.
Nombre: Antimonio Símbolo: Sb
Bloque: p (representativo) Números de oxidación: +3, +5, -3
Configuración electrónica: [Kr] 4d10 5s2 5p3 Radio atómico (Å): 1,45
Radio iónico (Å): 0,62 (+5), 2,45 (-3) Radio covalente (Å): 1,38
Densidad (g/cm3): 6,697 Color: Blanco azulado
CARACTERISTICAS:
El antimonio en su forma elemental es un sólido cristalino,
fundible, quebradizo, blanco plateado que presenta
una conductividad eléctrica y térmica baja y se evapora a bajas
temperaturas. Este elemento semimetálico se parece a los
metales en su aspecto y propiedades físicas,pero se comportan
químicamente como un no metal. También puede ser atacado
por ácidos oxidantes y halógenos.

OBTENCIONDEL ANTIMONIO:
 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 procesosmetalúrgicos de
cobre y plomo.
APLICACIONES:
 Usado en la tecnologíade semiconductores parafabricar
detectoresinfrarrojos, diodos y dispositivosde efecto Hall.
 Aleado con plomo incrementa la dureza de este metal. Se usa
para baterías,aleaciones antifricción, armas pequeñas,balas
trazadoras, revestimientos de cables, etc.
 El sulfuro de antimonio (III)se emplea en la obtención de
antimonio, para preparar la masa inflamable de las cerillas, en
fabricación de vidrios coloreados,barnices y en pirotecnia.
 El cloruro de antimonio (III)se usa como catalizador.

EFECTOSDEL ANTIMONIO EN LA SALUD: El antimonio se da
naturalmente en el medio ambiente. Pero también entra en el medio
ambiente a través de diversas aplicaciones de los humanos.
Especialmente las personas que trabajan con antimonio pueden sufrir
los efectosde la exposiciónpor respirar polvo de antimonio. La
exposiciónde los humanos al antimonio puede tener lugar por medio
de la respiración,del agua potable y de la comidaque lo contenga,
pero también por contacto cutáneo con tierra, agua y otras sustancias
que lo contengan. Respirarantimonio enlazado con hidrógeno en la
fase gaseosaes lo que produce principalmente los efectossobre la
salud.
EFECTOSDEL ANTIMONIO EN LA NATURALEZA:
El antimonio se puede encontrar en los suelos,agua y aire en
cantidades muy pequeñas.El antimonio contamina principalmente los
suelos.Puede viajar grandes distancias con las aguas subterráneas
hacia otros lugares y aguas superficiales.
Las pruebas de laboratorio con ratas, conejos y conejillos de indias
nos han mostrado que niveles relativamente altos de antimonio
pueden matar a pequeños animales. Las ratas pueden experimentar
daños pulmonares, cardiacos,hepáticos y renales previos a la muerte.
Los animales que respiran bajos niveles de antimonio durante un largo
periodo de tiempo puedenexperimentar irritación ocular, pérdida de
pelo y daños pulmonares. Los perros pueden experimentar problemas
cardiacos incluso cuando son expuestos a bajos niveles de antimonio.
Los animales que respiran bajos niveles
de antimonio durante un par de meses
también puedenexperimentar problemas
de fertilidad.

BISMUTO (BI)
HISTORIA
Origen del nombre: De la palabra alemana "bisemutum"que
significa "materia blanca",en alusión al color del elemento.
Obtención: Sobre elsiglo XIII se confundíacon el plomo y el
estaño. Claude Geoffrey demostró,en 1753,que era diferente
del plomo.Karl Scheele y Torbern Bergman descubrieronel
bismuto como elemento.

Ocupa el lugar 73 en abundancia entre los elementos de la corteza
terrestre (representael 8,5x10-7
% del peso de la corteza) y es tan
escaso como la plata. Los principales depósitos están en Sudamérica,
pero en Estados Unidos se obtiene principalmente como subproducto
del refinado de los minerales de cobre y plomo.
Es un metal típico desde elpunto de vista químico.En compuestos,
tiene valencias de +3 (bismuto (III))o +5 (bismuto (V)), siendo más
estables los compuestos de bismuto trivalente.
El bismuto se expande al solidificarse;esta extraña propiedad lo
convierte en un metal idóneo para fundiciones.Algunas de sus
aleaciones tienen puntos de fusión inusualmente bajos.
Nombre: Bismuto Símbolo: Bi
Números de oxidación: +3, +5, -
3
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
Densidad (g/cm3): 9,780 Color: Blanco

OBTENCIONDEL BISMUTO:
 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 delrefinado 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 deteccióny extinción de incendios.
 Aleado con manganeso se obtiene el "bismanol" usado para la
fabricación de imanes permanentes muy potentes.
 Se empleaen termopares y como "carrier" de 235
U o 237
U del
combustible de reactores nucleares.
 Se empleacomo catalizador en la obtenciónde fibras acrílicas.
 El óxido de bismuto (III)se emplea para fabricar vidrios de alto
índice de refraccióny esmaltes de coloramarillo.
 El oxicloruro de bismuto, BiOCl, se empleaen cosméticay en
fabricación de perlas artificiales.

EFECTOSDEL BISMUTOEN LA SALUD:
El bismuto y sus sales puedencausar daños en el hígado, aunque el
grado de dicho daño es normalmente moderado.Grandes dosis
pueden ser mortales. Industrialmente es considerado como uno de los
metales pesadosmenos tóxicos.Envenenamiento grave y a veces
mortal puede ocurrir por la inyección de grandes dosis en cavidades
cerradas y de aplicación extensiva a quemaduras (en forma de
compuestos solubles delbismuto). Se ha declarado que la
administración de bismuto debe ser detenida cuando aparezca
gingivitis, ya que de no hacerlo es probable que resulte en estomatitis
ulcerosa. Se pueden desarrollar otros resultados tóxicos,tales como
sensaciónindefinida de malestar corporal, presenciade albúmina u
otra sustancia proteica en la orina, diarrea, reacciones cutáneas y a
veces exodermatitis grave.
EFECTOSDEL BISMUTOEN EL MEDIO AMBIENTE:
El bismuto metálico no se consideratóxico y presenta una amenaza
mínima para el medio ambiente. Los compuestosdelbismuto son
generalmente muy poco solubles pero debenser manejados con
cuidado, ya que solo se dispone de información limitada de sus
efectosy destino en el medio ambiente.

GRUPO VI A: ANFIGENOS
El grupo de los anfígenos o calcógenoses también llamado familia del
oxígeno y es el grupo conocido antiguamente como VI A, y
actualmente grupo 16 (según la IUPAC)en la tabla periódicade los
elementos,formado porlos siguientes
elementos: oxígeno (O), azufre (S), selenio (Se), telurio (Te), polonio (
Po) y livermorio (Lv). El nombre de anfígeno en españolderiva de la
propiedad de algunos de sus elementos de formar compuestoscon
carácter ácido o básico.

OXIGENO (O)
HISTORIA
Descubridor: JosephPriestley.
Lugar de descubrimiento: Inglaterra.
Origen del nombre: Del griego "oxys" ("ácidos")y "gennao"
("generador").Significando "formadorde ácidos".
Obtención: Porcalentamiento de óxido de mercurio, se
obtenían dos gases:uno de ellos el mercurio que condensabay,
el otro, el oxígeno,que hacía arder brillantemente una vela y
permitía la respiración.

Forma parte del grupo de los anfígenos en la tabla periódicay es un
elemento no metálico altamente reactivo que forma
fácilmente compuestos(especialmente óxidos)con la mayoría de
elementos,excepto conlos gases nobles helio y neón. Asimismo,es
un fuerte agente oxidante y tiene la segunda electronegatividad más
alta de todos los elementos,solo superado por el flúor.
Medido por su masa, el oxígeno es el tercer elemento más
abundante del universo, tras el hidrógeno y el helio, y el más
abundante en la corteza terrestre,formando prácticamente la mitad de
su masa. Debido a su reactividad química,no puede permaneceren la
atmósferaterrestre como elemento libre sin ser reabastecido
constantemente por la acción fotosintéticade los organismos que
utilizan la energía solar para produciroxígeno elemental a partir del
agua.
Nombre: Oxígeno Símbolo: O
Período: 2 Grupo: 16 (Anfígenos)
Bloque: p (representativo) Números de oxidación: -2, +2
Configuración electrónica: [He] 2s2 2p4 Radio atómico (Å): -
Radio iónico (Å):1,4 (-2) Radio covalente (Å): 0,73
Densidad (g/cm3): 0,001429 Color: Incoloro
Punto de fusión (ºC): -219 Punto de ebullición (ºC): -183

OBTENCIONDEL OXIGENO:
 Licuación del aire y destilaciónfraccionada del mismo (99% de la
producción).
 Electrólisis de agua.
 Calentamiento de clorato de potasio con dióxido de manganeso
como catalizador.
 Descomposicióntérmica de óxidos.
 Descomposicióncatalítica de peróxidos.
APLICACIONES:
 Utilizado en hospitales para favorecerla respiración de los
pacientes con problemas cardiorrespiratorios.Se debe mezclar
con gases nobles, pues inhalar oxígeno puro puede ser
peligroso.
 Utilizado en soldadura oxiacetilénica.
 Síntesis de metanol y de óxido de etileno.
 Combustible de cohetes.
 Hornos de obtención de acero.
 Por acción de descargas eléctricas o radiación ultravioleta sobre
el oxígeno se genera el ozono.

EFECTOSDEL OXIGENO EN LA SALUD:
Todo ser humano necesitaoxígeno para respirar, pero como ocurre
con muchas sustancias un exceso de oxígeno no es bueno. Si uno se
expone a grandes cantidades de oxígeno durante mucho tiempo,se
pueden producirdaños en los pulmones. Respirarun 50-100% de
oxígeno a presión normal durante un periodo prolongado provoca
daños en los pulmones.Las personas que en su trabajo sufren
exposicionesfrecuentes o potencialmente elevadas a oxígeno puro,
debenhacerse un chequeo de funcionamiento pulmonar antes y
después de desempeñarese trabajo. El oxígeno es normalmente
almacenado a temperaturas muy bajas y por lo tanto se debenusar
ropas especialespara prevenir la congelaciónde los tejidos
corporales.
En condiciones normales de presióny temperatura, el oxígeno es
un gas incoloro e inodoro con fórmula molecular O2, en el que dos
átomos de oxígeno se enlazan con una configuraciónelectrónica
en estado triplete. Este enlace tiene un orden de enlace de dos y se
suele simplificaren las descripciones como un enlace doble o como
una combinaciónde un enlace de dos electrones y dos enlaces de tres
electrones.
El oxígeno triplete —no debe confundirse con el ozono, O3— es
el estado fundamental de la molécula O2, que cuenta con dos
electrones desparejados que ocupandos orbitales moleculares de
generados. Estos orbitales se clasifican como anti enlaces —debilitan
el orden de enlace de tres a dos—,de manera que el enlace del
dioxígeno es más débilque el triple enlace del nitrógenodiatómico,en
el que todos los orbitales de los enlaces moleculares se rellenan, pero
algunos orbitales de anti enlace no lo están.

AZUFRE (S)
HISTORIA
Origen del nombre: La palabra "azufre" se supone derivada de
un vocablo sánscrito "sulvere" que indica que el cobre pierde su
valor cuando se une con el azufre. Sulvere derivó en la palabra
latina "sulphurium",que derivó en azufre.
Obtención: El azufre se conoce desde los tiempos más
remotos,pues con el nombre de "piedra inflamable" se menciona
en la Biblia y en los documentos más antiguos. Se usaba en
medicina y, los vapores producidos en su combustión,por
griegos y romanos para blanquear telas.

El azufre se encuentra en forma nativa en regiones volcánicas y en
sus formas reducidas formando sulfuros y sulfonales o bien en sus
formas oxidadas como sulfatos. Es un elemento químico
esencial constituyente de los aminoácidos cisteína y metionina y, por
consiguiente,necesario para la síntesis de proteínas presentes en
todos los organismos vivos.
Se usa principalmente como fertilizante pero también en la fabricación
de pólvora, laxantes, fósforose insecticidas.
Los sulfuros metálicos puedenclasificarse en tres categorías:sulfuros
ácidos (hidrosulfuros, MHS, donde M es igual a un ion metálico
univalente), sulfuros normales (M2S) y polisulfuros (M2S3).
Nombre: Azufre Símbolo: S
Período: 3 Grupo: 16 (anfígenos)
Bloque: p (representativo) Números de oxidación: -2, +2, +4, +6
Configuración electrónica: [Ne] 3s2 3p4 Radio atómico (Å): 1,04
Densidad (g/cm3): 2,07 (rómbico) Color: Amarillo
Punto de fusión (ºC):115 Punto de ebullición (ºC): 445

OBTENCIONDEL AZUFRE:
 Se obtiene de domos salinos de la costa del Golfo de México
mediante el método Frasch: se introduce agua sobrecalentada
(180 ºC) que funde el azufre y, con ayuda de aire comprimido,
sube a la superficie.
APLICACIONES:
 Fabricación de pólvora negra, junto a carbono y nitrato
potásico.
 Vulcanización del caucho.
 Fabricación de cementos y aislantes eléctricos.
 Fabricación de cerillas, colorantes y también como fungicida
(vid).
 Fabricación de ácido sulfúrico (el producto químico más
importante de la industria químicade cualquier país). Este
ácido se empleapara: producciónde abonos minerales
(superfosfatos),explosivos,sedaartificial, colorantes,vidrios,
en acumuladores, como desecante y reactivo químico.
 El dióxido de azufre sirve para obtener ácido sulfuroso
además de sulfúrico. Las sales del ácido sulfuroso tienen
aplicaciones en la industria papelera, como fumigantes,
blanqueadores de frutos secos,...

EFECTOSDEL AZUFRE EN LA SALUD
El azufre se puede encontrar frecuentemente en la naturaleza en
forma de sulfuros. Durante diversos procesos se añaden al medio
ambiente enlaces de azufre dañinos para los animales y los hombres.
Estos enlaces de azufre dañinos también se forman en la naturaleza
durante diversas reacciones,sobre todo cuando se han añadido
sustancias que no están presentes de forma natural. Los compuestos
del azufre presentan un olor desagradable y a menudo son altamente
tóxicos. En general las sustancias sulfurosas puedentener los
siguientes efectos enla salud humana:
 Efectosneurológicos ycambios comportamentales
 Alteración de la circulación sanguínea
 Daños cardiacos
 Efectosen los ojos y en la vista
 Fallos reproductores
 Daños al sistemainmunitario
 Desórdenes estomacales y gastrointestinales
 Daños en las funciones del hígado y los riñones
 Defectos en la audición
 Alteraciones del metabolismo hormonal
 Efectosdermatológicos
 Asfixia y emboliapulmonar
EFECTOSDEL AZUFRE EN EL MEDIO AMBIENTE
El azufre puede encontrarse en el aire en varias formas diferentes.
Puede provocar irritaciones en los ojos y garganta de los animales,
cuando la toma tiene lugar a través de la inhalación del azufre en su
fase gaseosa.El azufre se aplica extensivamente en las industrias y
es emitido al aire, debido a las limitadas posibilidades dedestrucción
de los enlaces de azufre que se aplican.
Los efectos dañinos del azufre en los animales son principalmente
daños cerebrales,a través de un malfuncionamiento del hipotálamo, y
perjudicar el sistemanervioso.

SELENIO (SE)
HISTORIA
Descubridor: Jöns Berzelius.
Origen del nombre: De la palabra griega "selene" que significa
"luna".Este nombre le fue dado por su parecido al telurio, a
causa de que el telurio había sido denominado así por la tierra, a
este nuevo elemento se le dio el nombre de luna.
Obtención: En 1817,Berzelius se encontraba analizando
muestras de cierto ácido sulfúrico preparado en una ciudad
minera sueca y, encontró una impureza que creyó que se trataba
de un nuevo metal. Al principio, pensó que deberíatratarse del
telurio, pero cuando aisló el metal, demostró seralgo más: un
nuevo elemento que se parecía al telurio, este fue llamado
selenio.

El selenio se puede encontrar en varias formas alotrópicas.
Es insoluble en agua y alcohol, ligeramente soluble en disulfuro de
carbono y soluble en éter.
Presenta el efecto fotoeléctrico,convirtiendo la luz en electricidad,y,
además, su conductividad eléctrica aumenta al exponerlo a la luz. Por
debajo de su punto de fusión es un material semiconductor tipo p, y se
encuentra en su forma natural.
La abundancia de este elemento,ampliamente distribuido en la
corteza terrestre, se estima aproximadamente en 7 x 10-5
% por peso,
encontrándose en forma de seleniuros de elementos pesadosy, en
menor cantidad, como elemento libre en asociación con azufre
elemental. Sus minerales no se encuentran en suficiente cantidad para
tener utilidad, como fuente comercialdel elemento, y por ello los
minerales de sulfuro de cobre seleníferos sonlos que representan la
fuente primaria.
Nombre: Selenio Símbolo: Se
Números de oxidación: -2, +2, +4,
+6
Configuración electrónica: [Ar] 3d10 4s2 4p4 Radio atómico (Å): 1,40
Densidad (g/cm3): 4,792 Color: Gris
Punto de fusión (ºC): 221 Punto de ebullición (ºC): 685

OBTENCION DEL SELENIO:
 Se obtiene del ánodo de una cuba electrolíticautilizada para el
proceso de refinado delcobre y de la plata. El selenio se
recupera por tostación de los lodos anódicos,formándose el
dióxido de selenio que, por reacción con dióxido de azufre,
origina el selenio.
APLICACIONES
 El selenio presenta propiedades fotovoltaicas (convierte
directamente luz en electricidad)y fotoconductivas (la resistencia
eléctrica decreceal aumentar la iluminación). todo esto lo hace
útil en la producciónde fotocélulas y exposímetros parauso
fotográficoy en células solares.
 El selenio es capaz de convertir corriente alterna en corriente
contínua, por lo que se emplea en rectificadores.Pordebajo de
su punto de fusión es un semiconductortipo p, con aplicaciones
en electrónica.
 Se empleaen xerografía para fotocopiadoras,en la industria del
vidrio para decolorarvidrios y en la obtenciónde vidrios y
esmaltes color rubí.
 Se usa como tóner fotográfico,aditivo de aceros inoxidables y
aleaciones de cobre.

EFECTOSDEL SELENIO EN LA SALUD
Los humanos pueden estar expuestos al selenio de varias formas
diferentes.La exposiciónal selenio tiene lugar bien a través de la
comidao el agua, o cuando nos ponemos en contacto con tierra o aire
que contiene altas concentraciones de selenio.Esto no es muy
sorprendente,porque el selenio se da naturalmente en el medio
ambiente de forma muy amplia y está muy extendido.
La exposiciónal selenio tiene lugar principalmente a través de la
comida, porque el selenio está presente naturalmente en los cereales
y la carne. Los humanos necesitan absorberciertas cantidades de
selenio diariamente, con el objeto de mantener una buena salud. La
comidanormalmente contiene suficiente selenio para prevenir las
enfermedades causadas porsu carencia.
La toma de selenio a través de la comida puede ser más elevada de lo
normal en muchos casos,porque en el pasado se aplicaron muchos
fertilizantes ricos en selenio en los cultivos.
EFECTOSDEL SELENIO EN EL MEDIO AMBIENTE
El selenio se presenta naturalmente en el medio ambiente. Es liberado
tanto a través de procesosnaturales como de actividades humanas.
En su forma natural el selenio como elemento no puede ser creado ni
destruido,pero tiene la capacidad de cambiar de forma.
Bajos niveles de selenio puedenterminar en suelos o agua a través de
la erosiónde las rocas. Será entonces tomado por las plantas o
acabará en el aire cuando es absorbido en finas partículas de polvo.
Es más probable que el selenio entre en el aire a través de la
combustiónde carbón y aceite, en forma de dióxido de selenio.Esta
sustancia será transformada en
ácido de selenio en el agua o el
sudor.

TELURO (TE)
HISTORIA
Descubridor: Franz Joseph Muller von Reichstein.
Lugar de descubrimiento: Rumania.
Origen del nombre: De la palabra latina "tellus" que significa "Tierra",
en honor a la diosa romana Tellus que personificaba a la Tierra en la
mitología latina.
Obtención: Fue descubierto en minerales de oro por Muller von
Reichstein, inspector jefe de minas en Transilvania, en 1782. En principio
se confundió con el antimonio. Fue Klaproth, en 1798, quien aisló el metal
y lo llamó Telurio.

El telurio es un elemento relativamente estable, insoluble en agua
y ácido clorhídrico,pero soluble en ácido nítrico y en agua regia.
Reaccionacon un exceso de cloro para formar di cloruro de teluro,
TeCl2 y tetracloruro de teluro, TeCl4.Se oxida con ácido nítrico y
produce dióxido de teluro, TeO2,y con ácido crómico para dar ácido
telúrico, H2TeO4.En combinacióncon el hidrógeno y ciertos metales,
forma telururos, como el telururo de hidrógeno,H2Te, y el telurio de
sodio,Na2Te. El teluro tiene un punto de fusión de 452° C, un punto de
ebullición de 990° C, y una densidad relativa de 6,25. Su masa
atómica es 127,60.
Nombre: Telurio Símbolo: Te
+6
Configuración electrónica: [Kr] 4d10 5s2 5p4 Radio atómico (Å): 1,40
Radio iónico (Å): 0,56 (+6), 2,21 (-2) Radio covalente (Å): 1,35
Densidad (g/cm3): 6,24 Color: Plateado

OBTENCIONDEL TELURO:
Se obtiene de los barros anódicos del refinado electrolítico del
cobre.
APLICACIÓN:
 Es un semiconductortipo p.
 Aleado con plomo previene la corrosiónde este ultimo.
 Se alea con hierro colado,acero y cobre para favorecersu
mecanizado.
 El telurio se empleaen cerámica.
 El telururo de bismuto se empleapara dispositivos
termoeléctricos.

EFECTOSDEL TELURO EN LA SALUD:
Vías de exposición: La sustancia puede ser absorbida por el cuerpo
por medio de la inhalación de su aerosol.
Riesgo de inhalación: La evaporación a 20°C es insignificante; sin
embargo cuando se dispersase puede alcanzar rápidamente una
concentracióndañina de partículas suspendidas en el aire. Efectos de
la inhalación: Somnolencia. Bocaseca. Gusto metálico. Dolor de
cabeza. Olor a ajo. Náuseas.
Efectosde la exposicióna corto plazo: El aerosolde esta sustancia
irrita los ojos y el tracto respiratorio. La sustancia puede tener efectos
en el hígado y el sistema nervioso central. La exposiciónpuede
resultar en aliento de ajo. Se recomiendaobservaciónmédica.
Ingestión:Dolores abdominales.Estreñimiento. Vómitos.
Peligros químicos: Cuando se calienta se forman vapores tóxicos.
Reaccionavigorosamente con halógenos o interhalógenos provocando
riesgo de incendio. Reaccionacon el zinc con incandescencia.El
siluro de litio ataca al teluro con incandescencia.Combustible.Las
partículas dispersas en el aire forman mezclas explosivas en el aire.
EFECTOSDEL TELURO EN EL MEDIO AMBIENTE
No es peligroso o es fácilmente transformado en inocuo por procesos
naturales.
Cuando es calentado para descomponerlo,el cloruro de teluro puede
emitir vapores tóxicos de teluro y cloro.

POLONIO (PO)
HISTORIA
Descubridor: Marie Curie.
Lugar de descubrimiento: Francia.
Origen del nombre: De "Polonia", lugar de nacimiento de Marie Curie.
Obtención: Fue el primer elemento descubierto por Marie Sklodowska
Curie, al intentar encontrar el origen de la radiactividad de la pechblenda
de Joachimsthal (Bohemia). Se necesitaron varias toneladas del mineral
pechblenda para obtener cantidades ínfimas de polonio. Aislaron el
polonio mediante mediciones de la radiactividad, aquellos montones del
mineral que más radiactividad emitían eran los que contenían polonio. Fue
así como lo fueron concentrando hasta aislarlo.

Esta sustancia se disuelve con mucha facilidad en ácidos, pero es sólo
ligeramente soluble en alcalinos. Está químicamente relacionado con
el teluro y el bismuto. El polonio es un metal volátil, reducible al 50%
tras 45 horas al aire a una temperatura de 54,8 °C (328 K).
Ninguno de los alrededorde 50 isotopos de polonio es estable.Es
extremadamente tóxico y altamente radiactivo. Se ha encontrado
polonio en minerales de uranio, humo de tabaco y como contaminante.
Todos los elementos a partir del polonio son significativamente
radiactivos. Se encuentra en el grupo 16 y su número atómico es 84.
Nombre: Polonio Símbolo: Po
Número atómico: 84 Masa atómica (uma): (208,98)
Números de oxidación: -2, +2,
+4, +6
Configuración electrónica: [Xe] 4f14 5d10 6s2 6p4 Radio atómico (Å): 1,76
Radio iónico (Å): - Radio covalente (Å): 1,46
Densidad (g/cm3): 9,320 Color: Plateado

OBTENCIONDEL POLONIO
 Bombardeando bismuto natural (Bi) con neutrones se obtiene el
isótopo del bismuto Bi, el cual mediante desintegraciónorigina el
polonio.
APLICACIONES:
 Mezclado o aleado con berilio es una fuente de neutrones.
 Se emplea en cepillos para eliminar el polvo de películas
fotográficas.
 Se utiliza en fuentes termoeléctricas ligeras para satélites
espaciales, ya que casi toda la radiación alfa que emite es
atrapada por la propia fuente sólida y por el contenedor.

EFECTOSDEL POLONIO EN LA SALUD
El polonio es estudiado en unos pocos laboratorios de investigación
donde por su alta radioactividad como emisorde partículas alfa
requiere técnicas y precauciones especiales de manejo.
El polonio 210 es el único componente delhumo de los cigarros que
ha producido cáncerpor sí mismo en animales de laboratorio por
inhalación. Los tumores aparecen con un nivel de polonio 210 cinco
veces más bajo que la dosis de una persona que fuma mucho.
Las tasas de cáncer de pulmón entre los hombres no pararon de
ascenderdesde serraras en 1930 (4/100.000poraño) a ser el
causante número uno de las muertes por cáncer en 1980 (72/100.000)
a pesarde una reducciónde casi el 20 por ciento de fumadores.Pero
durante el mismo periodo,el nivel de polonio 210 en el tabaco
americano se había triplicado. Esto coincidió con el aumento del uso
de fertilizantes fosfatados porlos cultivadores de tabaco.
EFECTOSDEL POLONIO EN EL MEDIO AMBIENTE
No se conocenbien las fuerzas ambientales y bioquímicas que
pueden tender a reconcentrar estos materiales tóxicos en las células
vivas.
Aunque el polonio se da en la naturaleza, se ha vuelto mucho más
disponible para entrar en el agua, la comida, las células vivas y los
tejidos a partir de la explosiónde la minería que empezó poco
después de la segunda guerra mundial.

GRUPO VII A: HALOGENOS
Los halógenos (del griego,formadorde sales)sonlos elementos
químicos que forman el grupo 17 (XVII A, utilizado anteriormente) o
grupo VII A de la tabla
periódica:flúor (F), cloro(Cl), bromo (Br), yodo (I), astato (At)
y téneso (Ts). Este último también está en los metales del bloque f.
En estado natural se encuentran como moléculas diatómicas
químicamente activas [X2]. Para llenar por completo su último nivel
energético (s2
p5
)necesitan un electrón más, por lo que tienen
tendencia a formar un ion mononegativo, X-
. Este ion se
denomina haluro;las sales que lo contienen se conocencomo haluros.
Poseenuna electronegatividad ≥ 2,5 según la escala de Pauling,
presentando el flúor la mayor electronegatividad,y disminuyendo ésta
al bajar en el grupo. Son elementos oxidantes (disminuyendo esta
característicaal bajar en el grupo), y el flúor es capaz de llevar a la
mayor parte de los elementos al mayor estado de oxidación.

FLUOR (F)
HISTORIA
Descubridor: Henri Moissan.
Origen del nombre: De la palabra latina "fluere",que significa
"fluir".
Obtención: El flúor fue un elemento que se resistió mucho a ser
aislado. Los químicos sabíandónde encontrarlo, pero resultaba
muy difícilsepararlo de sus compuestospor su gran reactividad
química. Finalmente, fue aislado por Moissan, efectuando una
electrólisis de una disoluciónde fluoruro potásico en ácido
fluorhídrico anhidro líquido.Para albergar el gas empleó un
recipiente de platino y de iridio.

El flúor es el elemento químico de número atómico 9 situado en el
grupo de los halógenos (grupo 17) de la tabla periódicade los
elementos.Su símbolo es F.
Es un gas a temperatura ambiente, de color amarillo pálido, formado
por moléculas diatómicas F2. Es el más electronegativo y reactivo de
todos los elementos.En formapura es altamente peligroso,causando
graves quemaduras químicas al contacto con la piel.
El telurio se utilizó inicialmente como aditivo del acero para
incrementar su ductilidad, como abrillantador en electroplateados,
como aditivo en catalizadores para la desintegracióncatalítica del
petróleo,como material colorante de vidrios y como aditivo del plomo
para incrementar su fuerza y resistenciaa la corrosión.
Nombre: Flúor Símbolo: F
Período: 2 Grupo: 17 (Halógenos)
Bloque: p (representativo) Números de oxidación: -1
Configuración electrónica: [He] 2s2 2p5 Radio atómico (Å): -
Energía de ionización (kJ/mol):1681 Electronegatividad: 4
Densidad (g/cm3): 0,001696 (0 ºC) Color: Amarillo-verdoso

OBTENCIONDEL FLUOR
 Mediante electrólisis de fluoruro ácido de potasio anhidro (KF ·
3HF) fundido a temperaturas entre 70 - 130 ºC.
 Como subproducto en la síntesis de ácido fosfórico y
superfosfatos.
APLICACIONES:
 Enriquecimiento del isótopo fisionable 235
U, mediante formación
del hexafluoruro de uranio y posteriorseparaciónpor difusión
gaseosa.
 Propelente de cohetes.
 El ácido fluorhídrico se emplea para: grabado de vidrio,
tratamiento de la madera, semiconductoresy en la fabricaciónde
hidrocarburos fluorados.
 En pequeñas cantidades, el ion fluoruro previene la caries
dental. el ion fluoruro facilita la formación de fluoroapatito,
Ca5(PO4)3F,en lugar de apatito, Ca5(PO4)3(OH), más soluble en
ácidos.Debe añadirse al agua para impedirla caries (se añade
en forma de Na2SiF6, NaF y HF en concentraciones de 1 mg / l).
 El hexafluoruro de azufre se utiliza como material dieléctrico.
 La criolita, Na2AlF6 se utiliza como electrólito en la metalurgia del
aluminio.
 El fluoruro de calcio se introduce en alto horno y reduce la
viscosidad de la escoriaen la metalurgia del hierro.

EFECTOSEN LA SALUD
En el agua, aire, plantas y animales hay presentes pequeñas
cantidades de flúor. Como resultado los humanos están expuestos al
flúor a través de los alimentos y el agua potable y al respirar el aire. El
flúor se puede encontrar en cualquier tipo de comidaen cantidades
relativamente pequeñas. Se puedenencontrar grandes cantidades de
flúor en el té y en los mariscos.
El flúor es esencial para mantener la solidez de nuestros huesos. El
flúor también nos puede protegerdeldecaimiento dental, si es
aplicado con el dentifríco dos veces al día. Si se absorbe flúor con
demasiada frecuencia,puede provocar caries, osteoporosisy daños a
los riñones, huesos,nervios y músculos.
Las industrias liberan la forma gaseosadel flúor. Este gas es muy
peligroso,ya que en elevadas concentraciones puede causar la
muerte. En bajas concentraciones puede causar irritaciones de los
ojos y la nariz.
EFECTOSEN EL MEDIO AMBIENTE
El flúor está presente en la corteza terrestre de forma natural,
pudiendo ser encontrado en rocas, carbón y arcilla. Los fluoruros son
liberados al aire cuando el viento arrastra el suelo. Los procesos de
combustiónen las industrias puedenliberar fluoruro de hidrógeno al
aire. Los fluoruros que se encuentran en el aire acabarán
depositándose enel suelo o en el agua.
Cuando el flúor se fija a partículas muy pequeñas puede permanecer
en el aire durante un largo periodo de tiempo.Cuando el flúor del aire
acaba en el agua se instala en los sedimentos.Cuando acaba en los
suelos,el flúor se pegafuertemente a las partículas del suelo.
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 deltipo 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 exposicióndelflúor incluso bajas concentraciones de flúor pueden
provocar daños en las hojas y una disminucióndel crecimiento.

CLORO (CL)
HISTORIA
Descubridor: Carl William Scheele.
Origen del nombre: De la palabra griega
"chloros",que significa "verde pálido",
reflejando el color del gas.
Obtención: Scheelehizo reaccionar al
mineral pirolusita (dióxido de manganeso,
MnO2) con ácido clorhídrico.La reacción
química produjo un gas verdoso con un olor
sofocante y desagradable.

El cloro es un elemento químico de número atómico 17 situado en el
grupo de los halógenos (grupo VIIA)de la tabla periódicade los
elementos.Su símbolo es Cl. En condiciones normales y en estado
puro formadicloro: un gas tóxico amarillo-verdoso formado por
moléculas diatómicas (Cl2) unas 2,5 veces más pesado que el aire, de
olor desagradable y tóxico. Es un elemento abundante en la
naturaleza y se trata de un elemento químico esencial para muchas
formas de vida.
El cloro es uno de los cuatro elementos químicosestrechamente
relacionados que han sido llamados halógenos. El flúor es el más
activo químicamente;el yodo y el bromo son menos activos. El cloro
reemplaza al yodo y al bromo de sus sales. Interviene en reacciones
de sustitución o de adición tanto con materiales orgánicos como
inorgánicos. El cloro seco es algo inerte, pero húmedo se combina
directamente con la mayor parte de los elementos.
Nombre: Cloro Símbolo: Cl
Período: 3 Grupo: 17 (halógenos)
+5, +7
Configuración electrónica: [Ne] 3s2 3p5 Radio atómico (Å): -
Energía de ionización (kJ/mol):1251 Electronegatividad: 3,16
Densidad (g/cm3): 0,003214 (0 ºC) Color: Amarillo-verdoso

OBTENCIONDEL CLORO:
 Electrólisis de cloruros o del ácido clorhídrico. Se obtiene como
subproducto de la obtenciónde metales alcalinos y alcalino-
térreos.
APLICACIONES:
 Potabilizar y depurar el agua para consumo humano.
 Producciónde papel, colorantes ,textiles, productos derivados
del petróleo,antisépticos,insecticidas,medicamentos,
disolventes,pinturas, plásticos,etc.
 En grandes cantidades,el cloro es consumido,para: productos
sanitarios, blanquean tés, desinfectantes yproductos textiles.
 Producciónde ácido clorhídrico,cloratos (usados como
oxidantes, fuentes de oxígeno en fósforos en explosivos),
cloroformoy tetracloruro de carbono (estas dos últimas
sustancias se emplean para obtenerrefrigerantes,propulsores y
plásticos).
 En la extracción de bromo.

EFECTOSEN LA SALUD
El cloro es un gas altamente reactivo. Es un elemento que se da de
forma natural. Los mayores consumidores de cloro son las compañías
que producendicloruro de etileno y otros disolventes clorinados,
resinas de cloruro de polivinilo (PVC), clorofluorocarbonos (CFCs)y
óxido de propileno.Las compañías papeleras utilizan cloro para
blanquear el papel. Las plantas de tratamiento de agua y de aguas
residuales utilizan cloro para reducir los niveles de microorganismos
que pueden propagar enfermedadesentre los humanos (desinfección).
La exposiciónal cloro puede ocurrir en el lugar de trabajo o en el
medio ambiente a causa de escapesen el aire, el agua o el suelo. Las
personas que utilizan lejía en la colada y productos químicos que
contienen cloro no suelen estar expuestas a cloro en sí. Generalmente
el cloro se encuentra solamente en instalaciones industriales.
El cloro entra en el cuerpo al ser respirado el aire contaminado o al ser
consumido con comidao agua contaminadas. No permanece en el
cuerpo,debido a su reactividad.
EFECTOSEN EL MEDIO AMBIENTE:
El cloro se disuelve cuando se mezcla con el agua. También puede
escaparse delagua 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 ahua
para formar sales de cloro, y con materia orgánica para formar
compuestos orgánicos clorinados.
Debido a su reactividad no es probable que el cloro se mueva a través
del suelo y se incorpore a las aguas subterráneas.

BROMO (BR)
HISTORIA
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.
Obtención: El químico francés Balard, que estaba trabajando
con sales precipitadas del agua de los pantanos de Montpellier,
descubrió que, al añadir ciertos productos químicos,aparecía
una sustancia de color pardo, irritante y de olor desagradable,se
comprobóque era un nuevo elemento químico:el bromo.

El bromo a temperatura ambiente es un líquido rojo, volátil y denso.
Su reactividad es intermedia entre el cloro y el yodo. En estado líquido
es peligroso para el tejido humano y sus vapores irritan los ojos y la
garganta.
El bromo y sus compuestos seusan como agentes desinfectantes en
albercas y agua potable. Algunos de sus compuestosson más
seguros que los análogos de cloro, por la persistenciaresidual de los
últimos. Otros compuestosquímicosdelbromo se utilizan como fluidos
de trabajo en medidores,fluidos hidráulicos, intermediarios en la
fabricación de colorantes, en acumuladores, en supresoresde
explosióny sistemas de extinción de fuego.La densidad de los
compuestos de bromo también los hace útiles en la separación
gradual del carbón y otros minerales por gradientes de densidad.La
gran aplicabilidad de los compuestosde bromo se compurebaen el
uso comercialde cerca de 100 compuestosde bromo.
Nombre: Bromo Símbolo: Br
+5, +7
Configuración electrónica: [Ar] 3d10 4s2 4p5 Radio atómico (Å): -
Densidad (g/cm3): 3,113 Color: Marrón-rojizo
Punto de fusión (ºC): - 7 P. de ebullición (ºC): 58

METODOS DE OBTENCION:
 Oxidación de bromuros con cloro.El bromo que se obtiene se
condensa,destila y deseca.
 En el laboratorio se obtiene por acción del ácido sulfúrico sobre
bromuro potásico con dióxido de manganeso como catalizador.
APLICACIONES:
 Su principal aplicaciónes la obtencióndel1,2-
dibromoetano, CH2Br-CH2Br, que se añade a
la gasolinapara evitar que los óxidos de plomo
se depositen en los tubos de escape, ya que
reacciona conel plomo para formar dibromuro
de plomo, volátil, que sale al aire y provoca
graves problemas de salud. La reducción del
plomotetraetilo (antidetonante) en las
gasolinas ha afectado seriamente a la
producción de bromo.
 El bromuro de metilo se emplea como
fumigante.
 El hexabromobenceno y el
hexabromociclododecano se emplean como
agentes antiinflamables.
 El bromo se empleaen la fabricaciónde fibras
artificiales.
 El bromo se usapara la desinfecciónde aguas
de piscinas.
 Los bromuros inorgánicos (bromuro de plata)
se emplean en fotografía.

EFECTOSDE LA SALUD
El bromo es un elemento que se da en la naturaleza y que puede
encontrarse en muchas sustancias inorgánicas. Los humanos, sin
embargo,empezaron hace muchos años a introducir bromuros
orgánicos en el medio ambiente. Estos son todos ellos compuestos
que no son naturales y pueden causar graves daños a la salud
humana y el medio ambiente.
Los humanos podemosabsorberbromuros orgánicos a través de la
piel, con la comida y durante la respiración.Los bromuros orgánicos
son ampliamente usados como sprays para matar insectos y otras
plagas no deseadas.Pero no solo son venenosas para los animales
contra los que son usados,sino también para los animales más
grandes. En muchos casos también son venenosos para los humanos.
Los bromuros orgánicos son a menudo aplicados como agentes
desinfectantes yprotectores,debidoa sus efectosperjudiciales para
los microorganismos.Cuando se aplican en invernaderos y en campos
de cultivo pueden ser arrastrados fácilmente hasta las aguas
superficiales,lo que tiene efectosmuy 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
efectosmás importantes sobre los animales son daños nerviosos y
daños en el ADN, lo que puede aumentar las probabilidades de
desarrollar cáncer.
La toma de bromuro orgánico tiene lugar a través de la comida,de la
respiración y a través de la piel.
Los bromuros orgánicos no son muy biodegradables;cuando son
descompuestos se forman bromuros inorgánicos. Éstos pueden dañar
el sistemanervioso si son absorbidos engrandes dosis.Ha ocurrido
en el pasado que los bromuros orgánicos terminaron en la comidadel
ganado. Miles de vacas y cerdos tuvieron que ser sacrificados para
prevenir el contagio a los humanos.

YODO (I)
HISTORIA
Descubridor: Bernard Courtois.
Origen del nombre: De la palabra griega "iodes" que significa
"violeta",aludiendo al colorde los vapores del yodo.
Obtención: Courtois estaba experimentando con las cenizas de
algas, una buena fuente de sodio y potasio. al tratar las cenizas
con un ácido fuerte (ácido sulfúrico) para retirar los compuestos
de azufre, Courtois se percató de que salía un vapor de color
violeta. Al enfriarlos obtuvo unos cristales oscuros y decidió que
era un nuevo elemento,al que llamó yodo.

Este elemento puede encontrarse en forma molecular como yodo
diatómico.
Es un oligoelemento y se empleaprincipalmente
en medicina, fotografíay como colorante. Químicamente,el yodo es el
halógeno menos reactivo y electronegativo.Como con todos los otros
halógenos (miembros del Grupo XVII en la tabla periódica),el yodo
forma moléculas diatómicas y por ello forma el diyodo de fórmula
molecular I
El yodo se encuentra con profusión,aunque rara vez en alta
concentracióny nunca en forma elemental. A pesar de la baja
concentracióndel yodo en el agua marina, cierta especie de alga
puede extraer y acumular el elemento.En la forma de yodato de
calcio, el yodo se encuentra en los mantos de caliche de Chile. Se
encuentra también como ion yoduro en algunas salmueras de pozos
de petróleo en California, Michigan y Japón.
El único isótopo estable del yodo es el 127
I (53 protones, 74 neutrones).
De los 22 isótopos artificiales (masas entre 117 y 139), el más
importante es el 131
I, con una vida media de 8 días; se utiliza mucho en
el trabajo con trazadores radiactivos y ciertos procedimientos de
radioterapia.
Nombre: Yodo Símbolo: I
+5, +7
Configuración electrónica: [Kr] 4d10 5s2 5p5 Radio atómico (Å): -
Energía de ionización (kJ/mol):1008 Electronegatividad: 2,66
Densidad (g/cm3): 4,930 Color: Negro-violeta

 Mediante reacción químicadel yodato de
calcio con dióxido de azufre.
 Por extracción de las cenizas de algas.
 Para obtenerlo ultra puro se hace reaccionar
yoduro potásico con sulfato de cobre.
APLICACIONES:
 El yodo se emplea como desinfectante de aguas, catalizador en
la fabricaciónde gomas y colorantes.
 El yoduro de plata se empleaen fotografía.
 Se empleaen medicina: ingestiónde yoduros y tiroxina (que
contiene yodo), el agua de yodo se empleacomo desinfectante
de heridas.
 Se adiciona, en forma de yoduro, a la sal de mesa, para evitar
carencias alimentarias y posiblesproblemas de bocio.

EFECTOSEN LA SALUD
El yodo se añade a casi cualquier sal. Es un ingrediente del pan, los
peces marinos y las plantas oceánicas.El yodo está presente de
forma natural en los océanos y algunos peces marinos y plantas
acuáticas lo almacenan en sus tejidos.
Muchas medicinas y limpiadores para heridas de la piel contienen
yodo. También es un ingrediente de las tabletas purificadoras de agua
que se usan para preparar agua potable.
El yodo es un material de construcciónde las hormonas tiroideas que
son esenciales para el crecimiento,el sistemanervioso y el
metabolismo.Las personas que comenmuy poco o nada de pan
pueden experimentar carencia de yodo. Entonces la función de la
glándula tiroides disminuirá y la glándula tiroides empezará a
hincharse. Este fenómeno se llama estruma. Ahora esta afecciónes
rara, ya que la sal de mesalleva una pequeña dosis de yodo. Grandes
cantidades de yodo pueden ser peligrosas porque la glándula tiroides
trabajaría demasiado.Esto afecta al cuerpo entero; provoca
taquicardias y pérdida de peso.El yodo elemental, I2, es tóxico, y su
vapor irrita los ojos y los pulmones.La concentraciónmáxima
permitida en aire cuando se trabaja con yodo es de solamente 1
mg/m3
. Todos los yoduros son tóxicos tomados en exceso.
El yodo puede encontrarse en el aire, el agua y el suelo de forma
natural. Las fuentes más importantes de yodo natural son los océanos.
El yodo en el aire se puede combinar con partículas de agua y
precipitar en el agua o los suelos. El yodo en los suelos se combina
con materia orgánica y permanece en el mismo sitio por mucho
tiempo.Las plantas que crecen en estos suelos puedenabsorber
yodo. EL ganado y otros animales absorberányodo cuando coman
esas plantas.
El yodo en las aguas superficiales seevaporará y volverá a entrar en
el aire. Los humanos también añadimos yodo al aire, al quemar carbón
o fuel para producir energía. Pero la cantidad de yodo que entra en el
aire debido a la actividad humana es bastante pequeña comparada a
la cantidad que se evapora de los océanos.

ASTATO (AT)
HISTORIA
Descubridor: Dale Corson, K. MacKenzie, Emilio Segrè.
Lugar de descubrimiento: USA.
Origen del nombre: De la palabra griega "astatos"que significa
"inestable",debido aque este elemento carecía de isótopos
estables.
Obtención: Se obtuvo bombardeando el isótopo de
bismuto 209
Bicon partículas alfa.

El comportamiento químicode este elemento altamente radiactivo es
muy similar al de otros halógenos, especialmente el yodo. Se piensa
que el ástato es más metálico que el yodo. Investigadores
del Laboratorio Nacional de Brookhaven han realizado experimentos
en los que se han identificado y medido reacciones elementales que
involucran al ástato.
El ástato, seguido del francio, es el elemento más raro de la
naturaleza, con una cantidad total sobre la superficie terrestre menor
de 25 gramos en el mismo instante de tiempo.1
Todos los isótopos conocidosdelástato son de vida corta; el más
estable de éstos, es el ástato-210, cuya vida data de
aproximadamente 8,1 horas. El ástato elemental nunca ha sido
observado,ya que cualquier muestra macroscópicasería
inmediatamente vaporizada, debido a su calentamiento radiactivo; aún
no se ha determinado con exactitud si este obstáculo puede ser
superado exponiendo al ástato a una refrigeraciónadecuada.
Nombre: Astato Símbolo: At
Número atómico: 85 Masa atómica (uma): (209,99)
Números de oxidación: -1, +1,
+5
Configuración electrónica: [Xe] 4f14 5d10 6s2 6p5 Radio atómico (Å): -
Radio iónico (Å): - Radio covalente (Å): -
Densidad (g/cm3): - Color: -
Punto de fusión (ºC): (302) estimado Punto de ebullición (ºC): -
Volumen atómico (cm3/mol): -

 Se obtiene de la misma manera en que se hizo inicialmente, es
decir, bombardeando elisótopo 209-Biconpartículas alfa.
APLICACIONES
 No posee
EFECTOSEN LA SALUD:
La cantidad total de ástato en la corteza terrestre es menor de 30
gramos y solo unos pocos microgramoshan sido producidos
artificialmente. Esto,junto con su corta vida, no deja ninguna razón
para considerarlos efectosdel ástato en la salud humana. El ástato se
estudia en unos pocos laboratorios de investigación donde su alta
radioactividad requiere precauciones y técnicas de manipulación
especiales.El ástato es un halógeno y posiblemente se acumule en la
glándula tiroides como el yodo. Desde un punto de vista químico,se
puede especularque su toxicidad será idéntica a la del yodo.
EFECTOSEN EL MEDIO AMBIENTE:
El ástato no se da en cantidades significativas en la biosfera,así que
normalmente nunca presenta riesgos.

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