Grupos 4 a 7a tabla periodica.

Química.Tabla periódica.Grupos 4A, 5A, 6A Y 7A.
Introducción:
El siguiente trabajo escrito presenta una explicación detallada de los grupos 4A, 5A,
6A y 7A de la tabla periódica de los elementos.
Asimismo este trabajo permite la instrucción acerca del tema e las personas que
necesitan y/o requieran comprender este tema.
Para una primera comprensión del presente trabajo deberemos enfocarnos en los
datos investigados en diferentes páginas de internet.
Objetivos:
- Explicar e informar acerca de los grupos ya mencionados de la tabla
periódica.
- Determinar de que se trata cada uno de los elementos.
- Comprender el tema de la mejor manera.
Marcoteórico:
Un grupo es una columna de la tabla periódica de los elementos. Hay 18 grupos en
la tabla periódica estándar.
No es coincidencia que muchos de estos grupos correspondan a conocidas familias
de elementos químicos, ya que la tabla periódica se ideó para ordenar estas familias
de una forma coherente y fácil de ver. La explicación moderna del ordenamiento en
la tabla periódica es que los elementos de un grupo tienen configuraciones
electrónicas similares en los niveles de energía más exteriores; y como la mayoría
de las propiedades químicas dependen profundamente de las interacciones de los
electrones que están colocados en los niveles más externos los elementos de un
mismo grupo tienen propiedades físicas y especialmente químicas parecidas.
Numeraciónde los grupos:
Actualmente la forma en la que se suelen numerar los 18 grupos es empleando el
sistema recomendado por la IUPAC (International Union of Pure and Applied
Chemistry) en 1985, que consiste en utilizar números arábigos. De esta forma la

primera columna es el grupo 1, la segunda el grupo 2, y así hasta la decimoctava
que corresponde al grupo 18.
Anteriormente a la forma de la IUPAC existían dos maneras de nombrar los grupos
empleando números romanos y letras, un sistema europeo y otro estadounidense,
ambos cada vez más en desuso. En el sistema europeo primero se pone el número
romano y luego una A si el elemento está a la izquierda o una B si lo está a la
derecha. En el estadounidense se hace lo mismo pero la A se pone cuando se trata
de elementos representativos (grupos 1, 2 y 13 a 18) y una B para los elementos de
transición. En ambos casos, los grupos se numeran del I al VIII, comprendiendo el
grupo octavo de los elementos de transición tres columnas de la tabla periódica que
se denomina tríadas.
Objetivos:
Este trabajo tiene como propósito informar y explicarles a los estudiantes de una
manera detallada de qué se tratan los grupos 4A, 5A, 6A y 7A de la tabla periódica
de los elementos, pues estos son muy tratados en el grado undécimo.
Justificación:
Este trabajo va a ser desarrollado con el objetivo de aprender un poco más sobre
los conceptos que objetifican las características y propiedades de los grupos 4A, 5A,
6A y 7A de la tabla periódica de los elementos para ponerlos en práctica en clase.
Grupo 4A:
Los elementos del grupo IVA son: carbono(C), silicio(si), germanio(ge),
estaño(Sn),plomo(Pb), erristeneo(Eo). Estos elementos forman más de la cuarta parte de la
corteza terrestre y solo podemos encontrar en forma natural al carbono al estaño y al plomo
en forma de óxidos y sulfuros, su configuración electrónica termina en ns2,p2.
Los elementos de este grupo presenta diferentes estados de oxidación y estos son: +2 y
+4., los compuestos orgánicos presentan variedad en su oxidación Mientras que los óxidos
de carbono y silicio son ácidos, los del estaño y plomo son anfótero, el plomo es un
elemento tóxico. Estos elementos no suelen reaccionar con el agua, los ácidos reaccionan
con el germanio, estaño y plomo, las bases fuertes atacan a los elementos de este grupo,
con la excepción del carbono, desprendiendo hidrógeno, reaccionan con el oxígeno
formando óxidos.
En este grupo encontramos variedad en cuanto a sus características físicas y químicas a
continuación un breve resumen de cada uno de los elementos de este grupo.
1. Carbono (C): Es un elemento químico de número atómico 6, es un sólido a
temperatura ambiente. Es el pilar básico de la química orgánica; se conocen cerca de
16 millones de compuestos de carbono, aumentando este número en unos 500.000

compuestos por año, y forma parte de todos los seres vivos conocidos. Forma el 0,2 %
de la corteza terrestre.
Características: El carbono es un elemento que posee formas alotrópicas, un caso
fascinante lo encontramos en el grafito y en el diamante, el primero corresponde a uno de
las sustancias más blandas y el segundo a uno de los elementos más duros y otro caso
con el carbón y el diamante, el carbón es tienen un precio comercial bastante bajo en
cambio el diamante es conocido por ser una de las piedras más costosas del mundo.
Presenta una gran afinidad para enlazarse químicamente con otros átomos pequeños,
incluyendo otros átomos de carbono con los que puede formar largas cadenas, y su
pequeño radio atómico le permite formar enlaces múltiples. Así, con el oxígeno forma el
dióxido de carbono, vital para el crecimiento de las plantas, con el hidrógeno forma
numerosos compuestos denominados genéricamente hidrocarburos.
Estados alotrópicos: Se conocen cinco formas alotrópicas del carbono, una de las formas
como encontramos el carbono es el grafito el grafito tienen exactamente la misma cantidad
de átomos que el diamante la única variación que este presenta esta en la estructura la
estructura del diamante es tetraédrica y la del grafito es mucho más sencilla. Pero por estar
dispuestos en diferente forma, su textura, fuerza y color son diferentes.
2. Silicio: Es un metaloide de número atómico 14 de grupo A4. El silicio es el segundo
elemento más abundante de la corteza terrestre (27,7% en peso) Se presenta en forma
amorfa y cristalizada; el primero es un polvo parduzco, más activo que la variante cristalina,
que se presenta en octaedros de color azul grisáceo y brillo metálico.
Características: En forma cristalina es muy duro y poco soluble y presenta un brillo
metálico y color grisáceo. Aunque es un elemento relativamente inerte y resiste la acción de
la mayoría de los ácidos, reacciona con los halógenos y álcalis diluidos. El silicio transmite
más del 95% de las longitudes de onda de la radiación infrarroja.
Se prepara en forma de polvo amarillo pardo o de cristales negros-grisáceos. Se obtiene
calentando sílice, o dióxido de silicio (SiO2), El silicio cristalino tiene una dureza de 7,
suficiente para rayar el vidrio, de dureza de 5 a 7. El silicio tiene un punto de fusión de 1.411
°C, un punto de ebullición de 2.355 °C y una densidad relativa de 2,33(g/ml). Su masa
atómica es 28,086 u
Estados del silicio: El silicio lo podemos encontrar en diversas formas en polvo, policristal
ver y olivino

Aplicaciones: Se utiliza en aleaciones, en la preparación de las siliconas, en la industria de
la cerámica técnica y, debido a que es un material semiconductor muy abundante, tiene un
interés especial en la industria electrónica y microelectrónica como material básico para la
creación de obleas o chips que se pueden implantar en transistores, pilas solares y una
gran variedad de circuitos electrónicos. El silicio es un elemento vital en numerosas
industrias.
germanio estado
natural
3. Germanio: Elemento químico, metálico, gris plata, quebradizo, símbolo Ge, número
atómico 32, peso atómico 72.59, punto de fusión 937.4ºC (1719ºF) y punto de ebullición
2830ºC (5130ºF), con propiedades entre el silicio y estaño. El germanio se encuentra muy
distribuido en la corteza terrestre con una abundancia de 6.7 partes por millon (ppm). El
germanio tiene una apariencia metálica, pero exhibe las propiedades físicas y químicas de
un metal sólo en condiciones especiales, dado que está localizado en la tabla periódica en
donde ocurre la transición de metales a no metales.
Características: Es un metaloide sólido duro, cristalino, de color blanco grisáceo lustroso,
quebradizo, que conserva el brillo a temperaturas ordinarias. Presenta la misma estructura
cristalina que el diamante y resiste a los ácidos y álcalis.
Forma gran número de compuestos organometálicos y es un importante material
semiconductor utilizado en transistores y fotodetectores. A diferencia de la mayoría de
semiconductores, el germanio tiene una pequeña banda prohibida (band gap) por lo que
responde de forma eficaz a la radiación infrarroja y puede usarse en amplificadores de baja
intensidad.
Aplicaciones: Las aplicaciones del germanio se ven limitadas por su elevado costo y en
muchos casos se investiga su sustitución por materiales más económicos Fibra óptica.

Electrónica: radares y amplificadores de guitarras eléctricas usados por músicos nostálgicos
del sonido de la primera época del rock and roll; aleaciones SiGe en circuitos integrados de
alta velocidad. También se utilizan compuestos sándwich Si/Ge para aumentar la movilidad
de los electrones en el silicio (streched silicon).Óptica de infrarrojos: Espectroscopios,
sistemas de visión nocturna y otros equipos. Lentes, con alto índice de refracción, de ángulo
ancho y para microscopios. En joyería se usa la aleación Au con 12% de germanio.
4. Estaño: El estaño se conoce desde antiguo: en Mesopotamia se hacían armas de
bronce, Plinio menciona una aleación de estaño y plomo, los romanos recubrían con
estaño el interior de recipientes de cobre. Representa el 0,00023% en peso de la corteza.
Raramente se encuentra nativo, siendo su principal mineral la casiterita (SnO2). También
tiene importancia la estannita o pirita de estaño. La casiterita se muele y enriquece en
SnO2 por flotación, éste se tuesta y se calienta con coque en un horno, con lo que se
obtiene el metal. Para purificarlo (sobre todo de hierro) se eliminan las impurezas
subiendo un poco por encima de la temperatura de fusión del estaño, con lo que éste sale
en forma líquida.
Características: Es un metal, maleable, que no se oxida y es resistente a la corrosión. Se
encuentra en muchas aleaciones y se usa para recubrir otros metales protegiéndolos de la
corrosión. Una de sus características más llamativas es que bajo determinadas condiciones
forma la peste del estaño.
Formas alotrópicas: El estaño puro tiene
dos variantes alotrópicas: El estaño gris,
polvo no metálico, conductor, de estructura
cúbica y estable a temperaturas inferiores a
13,2 °C, que es muy frágil y tiene un peso
específico más bajo que el blanco.
Aplicaciones: Se usa como revestimiento
protector del cobre, del hierro y de diversos
metales usados en la fabricación de latas de
conserva. También se usa para disminuir la fragilidad del vidrio. Los compuestos de estaño
se usan para fungicidas, tintes, dentífricos (SnF2) y pigmentos. Se usa para hacer bronce,
aleación de estaño y cobre. Se usa para la soldadura blanda, aleado con plomo. Se usa en
aleación con plomo para fabricar la lámina de los tubos de los órganos musicales. En
etiquetas. Recubrimiento de acero. Se usa como material de aporte en soldadura blanda
con cautín, bien puro o aleado. La directiva RoHS prohíbe el uso de plomo en la soldadura
de determinados aparatos eléctricos y electrónicos. El estaño también se utiliza en la
industria de la cerámica para la fabricación de los esmaltes cerámicos. Su función es la
siguiente: en baja y en alta es un opacificante. En alta la proporción del porcentaje es más
alto que en baja temperatura.

plomo en estado natural
5. Plomo: es un elemento de la tabla periódica, cuyo símbolo es Pb y su número atómico
es 82 Dmitri Mendeléyev químico no lo reconocía como un elemento metálico común por
su gran elasticidad molecular. Cabe destacar que la elasticidad de este elemento depende
de las temperaturas del ambiente, las cuales distienden sus átomos, o los extienden. El
plomo es un metal de densidad relativa 11,45 a 16 °C tiene una plateada con tono azulado,
que se empaña para adquirir un color gris mate. Es flexible, in-elástico y se funde con
facilidad. Su fusión se produce a 326,4 °C y hierve a 1745 °C. Las valencias químicas
normales son 2 y 4.
Características: Los compuestos de plomo más utilizados en la industria son los óxidos de
plomo, el tetraetilo de plomo y los silicatos de plomo. Una de las características del plomo
es que forma aleaciones con muchos metales como el calcio estaño y bronce, y, en general,
se emplea en esta forma en la mayor parte de sus aplicaciones. Es un metal pesado y
tóxico, y la intoxicación por plomo se denomina saturnismo o plumbosis.
Aplicaciones: El plomo se usa como cubierta para cables, ya sea la de teléfono, de
televisión, de Internet o de electricidad, sigue siendo una forma de empleo adecuada. La
ductilidad única del plomo lo hace particularmente apropiado para esta aplicación, porque
puede estirarse para formar un forro continuo alrededor de los conductores internos.
Se utilizan una gran variedad de compuestos de plomo, como los silicatos, los carbonatos y
sales de ácidos orgánicos, como estabilizadores contra el calor y la luz para los plásticos de
cloruro de polivinilo. Se usan silicatos de plomo para la fabricación de frituras (esmaltes) de
vidrio y de cerámica, las que resultan útiles para introducir plomo en los acabados del vidrio
y de la cerámica. La azida de plomo, Pb(N3)2, es el detonador estándar para los explosivos

plásticos como el C-4. Los arseniatos de plomo se emplean en grandes cantidades como
insecticidas para la protección de los cultivos y para ahuyentar insectos molestos como lo
son cucarachas, mosquitos y otros animales que poseen un exoesqueleto. El litargirio (óxido
de plomo) se emplea mucho para mejorar las propiedades magnéticas de los imanes de
cerámica de ferrita de bario.
Grupo 5A:
Sus elementos poseen 5 electrones de valencia, por lo tanto tienden a formar enlaces
covalentes, y en ocasiones algunos forman enlaces iónicos (Sb y Bi). A medida que se
desciende.
En este grupo el nitrógeno (N) y el fósforo (P) son no metales, el arsénico (As) y antimonio
(Sb) son metaloides, y el bismuto (Bi) es un metal. El nitrógeno existe como gas diatómico
(N2), forma numerosos óxidos, tiene tendencia a aceptar tres electrones y formar el ion
nitruro N 3-
El fósforo existe como como moléculas de P4, forma dos óxidos sólidos de fórmulas P4O6 y
P4O10. El arsénico, antimonio y bismuto tienen estructuras tridimensionales. El bismuto es
con mucho un metal mucho menos reactivo que los de los grupos anteriores.
NITRÓGENO.
Nitrógeno Líquido - Imagen 2
Elemento químico, símbolo N, número atómico 7, peso atómico 14.0067; es un gas en
condiciones normales. El nitrógeno molecular es el principal constituyente de la atmósfera (
78% por volumen de aire seco). Esta concentración es resultado del balance entre la fijación
del nitrógeno atmosférico por acción bacteriana, eléctrica (relámpagos) y química (industrial)
y su liberación a través de la descomposición de materias orgánicas por bacterias o por
combustión. En estado combinado, el nitrógeno se presenta en diversas formas. Es
constituyente de todas las proteínas (vegetales y animales), así como también de muchos
materiales orgánicos. Su principal fuente mineral es el nitrato de sodio.
● Tiene reactividad muy baja.
● A temperaturas ordinarias reacciona lentamente con el litio.
● A altas temperaturas, reacciona con cromo, silicio, titanio, aluminio, boro, berilio,
magnesio, bario, estroncio, calcio y litio para formar nitruros; con O2, para formar
NO, y en presencia de un catalizador, con hidrógeno a temperaturas y presión
bastante altas, para formar amoniaco.

OBTENCIÓN
● El nitrógeno se obtiene a gran escala por destilación fraccionada de aire líquido.
● en el laboratorio se obtiene N2 de alta pureza por descomposición térmica de NaN3.
APLICACIONES
● La mayor parte del nitrógeno se utiliza en la formación de amoniaco. Ademas, el
nitrógeno liquido se utiliza extensamente en criogenia para alcanzar bajas
temperaturas y como gas para crear atmósferas inertes.
● obtención de fertilizantes.
● se usa en pequeñas cantidades en lamparas
● es componente básico del ácido nítrico, amoniaco, cianamidos, tintes, compuestos
de colado o de plásticos derivados de la urea.
● cianuros y nitruros para cubiertas endurecedoras de metales y numerosos
compuestos orgánicos sintéticos y otros nitrogenados.
PROPIEDADES
Símbolo N
Número atómico 7
Valencia 1,2,+3,-3,4,5
Estado de oxidación -3
Electronegatividad 3,0
Radio covalente (Å) 0,75
Radio iónico (Å) 1,71
Radio atómico (Å) 0,92
Configuración electrónica 1s2
2s2
2p3
Primer potencial de ionización (eV) 14,66
Masa atómica (g/mol) 14,0067
Densidad (g/ml) 0,81
Punto de ebullición (ºC) -195,79 ºC
Punto de fusión (ºC) -218,8
Descubridor Rutherford en 1772
Fósforo:
Existen 3 formas alotrópicas más importantes que son: blanco, negro y rojo.
Fósforo blanco: Es muy venenoso, insoluble en agua pero soluble en benceno y sulfuro de
carbono. Es una sustancia muy reactiva, su inestabilidad tiene su origen en el ángulo de 60º
de las unidades P4. Es la más reactiva de todas las formas alotrópicas.
Fósforo negro: Es cinéticamente inerte y no arde al aire incluso a 400°C.
Fósforo rojo: No es venenoso, insoluble en todos los disolventes y arde al aire por encima
de los 400°C. Reacciona con los halógenos con menor violencia. Tiene una estructura
polimérica con tetraedros P4 unidos entre sí.

OBTENCIÓN.
Fósforo blanco: Se obtiene al calentar Ca3(PO4)2 con arena (SiO2) y coque a 1400°C
Fósforo negro:Resulta de calentar el fósforo blanco a altas presiones.
Fósforo rojo: Se obtiene calentando el blanco en atmósfera inerte a 250°C.
APLICACIONES.
● El fósforo blanco se utiliza como incendiario, pero los compuestos de fósforo más
empleados son el ácido fosfórico y los fosfatos.
● Acero: desoxidante; aumenta la resistencia y la resistencia a la corrosión ayudan a
que las laminas de acero no se peguen entre sí.
● Bronce: Desoxidante; incrementa la dureza.
● Cobre: Desoxidante , incrementa la dureza y la resistencia; reduce la conductividad
eléctrica.
● Latón: Desoxidante
● Pigmentos colorantes: Azules, verdes.
● Vidrio: vidrio especial resistente al ácido fluorhídrico; opacador.
● Textiles: Mordente.
Los fósforos blanco y rojo se obtienen comercialmente, pero tienen pocos usos, ademas de
los de producir fuego.
El fósforo no se encuentra libre en la naturaleza. Sin embargo, sus compuestos abundan y
están distribuidos ampliamente; se encuentran en muchos yacimientos de roca y minerales.
El fósforo es uno de los elementos esenciales para el crecimiento y desarrollo de las
plantas.
PROPIEDADES
Símbolo P
Número atómico 15
Valencia +3,-3,5,4
Estado de oxidación +5
Configuración electrónica [Ne]3s2
3p3
Punto de ebullición (ºC) 280
Punto de fusión (ºC) 44,2
Descubridor Hennig Brandt en 1669

ARSÉNICO
El arsénico se encuentra en cuatro formas alotrópicas metálica o arsénico alfa, gris, parda y
amarilla. Tiene propiedades a la vez metálicas y no metálicas. Se sublima a 450 °C, sin
fundir, dando vapores amarillos. El arsénico amarillo, por la acción de la luz, pasa a la forma
parda y finalmente, a la gris. El arsénico metálico arde a 180 °C desprendiendo un olor a ajo
muy característico, que permite reconocer hasta tazas de arsénico.
El arsénico es un metal de color gris de plata, extremadamente frágil y cristalizado que se
vuelve negro al estar expuesto al aire. Es inadecuado para el uso común de los metales
dada su toxicidad (extremadamente venenoso). es considerado como un elemento
perjudicial en las aleaciones, ya que tiende a bajar el punto de fusión y a causar fragilidad.
APLICACIONES:
● El arsénico se usa en aleaciones no ferrosas para aumentar la dureza de las
aleaciones de plomo facilitando la fabricación de perdigones
● Se aplica en la elaboración de insecticidas ( arseniato de calcio y plomo), herbicidas,
raticidas y fungicidas
● Fabricación de vidrio, textiles, papeles, adhesivos de metal, preservantes de
alimentos, procesos de bronceado y conservación de pieles
● El arsénico de máxima pureza se utiliza para la fabricación de semiconductores
● Se aplica en la elaboración de insecticidas ( arseniato de calcio y plomo), herbicidas,
raticidas y fungicidas
● Se utiliza como colorantes de algunas pinturas y papeles en cerámicas y vidriería..
●
● Se usa en la industria de la pirotecnia para la preparación de bengalas .
Se encuentra comercialmente como metal en forma de terrones, en polvo o aleaciones.
PROPIEDADES
Símbolo As
Número atómico 33
Valencia +3,-3,5
Configuración electrónica [Ar]3d10
4s2
4p3
Punto de fusión (ºC) 817
Descubridor Antigüedad

ANTIMONIO
El antimonio no es un elemento abundante en la naturaleza, muy rara vez se encuentra en
forma natural y con frecuencia se encuentra como una mezcla isomorfa con arsénico
(allemonita). Su símbolo Sb se obtiene de la palabra Stibium.Es duro, frágil y cristalizado
que no es ni maleable ni dúctil. Se encuentra en dos formas: amarilla y gris. La forma
amarilla es metaestable y se compone de moléculas Sb4, la forma gris es metálica, la cual
cristaliza en capas formando una estructura romboédrica.
El antimonio tiene una conductividad eléctrica menos en estado sólido que en estado líquido
lo cual lo hace diferente a los metales normales, en forma metálica es muy quebradizo, de
color blanco-azuloso con un brillo metálico característico, de apariencia escamosa.
APLICACIONES:
● Producción de diodos, detectores infrarrojos y dispositivos de efecto Hall.
● Es usado como un aleante, ya que incrementa mucho la dureza y resistencia a
esfuerzos mecánicos de la aleación. Aleaciones como Peltre, metal antifricción (con
estaño), etc.
● Baterías, acumuladores, recubrimiento de cables, cojinetes y rodamientos.
● Sus compuestos en forma de óxidos se utilizan para la fabricación de materiales
resistentes al fuego, tales como: esmaltes, vidrios, pinturas y cerámicos.
● El más importante de los compuestos en forma de óxido es el trióxido de antimonio
el cual se usa principalmente como retardante de llama.
El antimonio se obtiene calentando el sulfuro con hierro, o calentando el sulfuro y el
sublimado Sb4O6 obtenido se reduce con carbono. El antimonio de alta pureza se produce
por refinado electrolítico.
PROPIEDADES
Símbolo Sb
Número atómico 51
Valencia +3,-3,5
Configuración electrónica [Kr]4d10
5s2
5p3

BISMUTO
Bismuto
Es un metal pesado (es el elemento más metálico de este grupo), de color blanco grisáceo y
cristalizado que tiene brillo muy apreciable. Es una de los pocos metales que se dilatan en
su solidificación, también es el más diamagnético de todos los metales y su conductividad
térmica es menor que la de otros metales (excepto la del mercurio). Se oxida ligeramente
cuando esta húmedo y es inerte al aire seco a temperatura ambiente, cuando supera su
punto de fusión se forma rápidamente una película de óxido.
APLICACIONES:
● Manufactura de compuestos farmacéuticos.
● Manufactura de aleaciones de bajo punto de fusión.
● Se utiliza en rociadoras automáticas, sellos de seguridad para cilindros de gas
comprimido, soldaduras especiales.
● Las aleaciones que se expanden al congelarse se usan en fundición y tipos
metálicos.
Se encuentra naturalmente como metal libre y en minerales, sus principales depósitos se
encuentran en suramerica, aunque en norteamerica se obtiene como subproducto del
refinado de minerales de plomo y cobre.
PROPIEDADES
Símbolo Bi
Número atómico 83
Valencia 3,5

Configuración electrónica [Xe]4f14
5d10
6s2
6p3
Densidad (g/ml) 9,8
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.
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.
Ganancia de electrones
Pueden actuar como aniones dinegativos, -2 , nunca mononegativos, ya que la
mayor energía de red de los compuestos resultantes compensa el valor
desfavorable de la electroafinidad. Dado que el tamaño del anión -2 crece conforme
se desciende en el grupo, también lo hace su polarizabilidad, de modo que los
sulfuros, seleniuros y telururos poseen un marcado carácter covalente que aumenta
en dicho sentido. Se conocen también polianiones Eln2-.
Compartición de los electrones
Caben dos posibilidades:
● Formación de dos enlaces σ sencillos.
● Formación de un enlace doble σ + π.
El segundo caso sólo se da cuando los dos átomos implicados son de pequeño
tamaño (o en todo caso uno de ellos de tamaño moderado), ya que la eficacia de los
solapamientos laterales de orbitales (enlaces π) decrece muy rápidamente conforme
aumenta la distancia internuclear, mientras que la eficacia del solapamiento frontal
σ, lo hace más lentamente.
Capa de valencia
La presencia de pares electrónicos sin compartir en la capa de valencia permite la
formación de, al menos, un tercer enlace covalente dativo. Además, la presencia de
pares de electrones no compartidos puede influir en la fortaleza del enlace.

● Debilitando el enlace con otros átomos que presenten también pares
electrónicos de no enlace.
● Fortaleciendo el enlace con átomos que dispongan de orbitales vacantes
de energía adecuada.
Salvo el cabeza de grupo, pueden ampliar su octeto, actuando como hipervalentes.
En estos casos es frecuente la formación de enlaces múltiples, ya que la disposición
espacial de los orbitales d permite un buen solapamiento pπ-dπ a distancias en las
que el solapamiento pπ-pπ sería despreciable. Además pueden utilizar los orbitales
nd vacantes, estabilizados por la unión a átomos muy electronegativos, para actuar
como ácidos de Lewis.
Estado natural
Oxígeno
El oxígeno es el elemento más abundante en el planeta tierra. Existe en estado
libre, como O2, en la atmósfera (21% en volumen), pero también combinado en el
agua y formando parte diversos óxidos y oxosales, como silicatos, carbonatos,
sulfatos, etc.
En condiciones ordinarias el oxígeno se presenta en dos formas alotrópicas, el
dioxígeno y el ozono, de los cuales sólo el primero es termodinámicamente estable.
A diferencia del oxígeno, que se presenta en su variedad más estable como
molécula diatómica O2 derivada de un enlace doble, los demás presentan
estructuras derivadas de enlaces sencillos. Esto es debido a la disminución de la
eficacia del solapamiento lateral a medida que aumenta el tamaño de el.
Obtención
Industrialmente, se obtiene de la destilación fraccionada del aire líquido. A escala de
laboratorio, existen diversos métodos de obtención:
1) Electrólisis de disoluciones acuosas alcalinas.
2) Descomposición catalítica de H2O2.
3) Descomposición térmica de cloratos.

Azufre
Elemento químico, de número atómico 16, masa atómica 32,064 y símbolo S ; es un
no metal de color amarillo pálido y olor desagradable, que se encuentra en la
naturaleza tanto en forma libre como combinado con otros elementos; se usa para la
obtención de ácido sulfúrico, para fabricar fósforos, caucho vulcanizado, tintes,
pólvora, fungicidas, en fotografía para el fijado de negativos y positivos, y, en
medicina para la elaboración de sulfamidas y pomadas tópicas.
Símbolo: S
Masa atómica: 32,065 u ± 0,005 u
Configuración electrónica: [Ne] 3s²3p⁴
Número atómico: 16
Densidad: 1960 kg/m3
N° EINECS: 231-722-6
El azufre se encuentra: nativo (en zonas volcánicas y en domos de sal) ó
combinado, en sulfatos, sulfuros (sobre todo pirita, FeS2) y sulfuro de hidrógeno
(acompañando al petróleo).
Variedades alotrópicas y sus propiedades físicas:
● En estado sólido.
Variedades rómbica y monoclínica (anillos S8), azufre plástico (cadenas Sn).
● En estado líquido.
Anillos S8 y cadenas de longitud variable.
● En fase gas.
Cicloazufre, cadenas Sn (n = 3-10), S2
Selenio
Elemento químico de número atómico 34, masa atómica 78,96 y símbolo Se ; es un
elemento semimetálico sólido de color gris brillante, de características parecidas a
las del azufre, que se emplea en instalaciones eléctricas por ser buen conductor de
la electricidad y en la fabricación de vidrio.

Nombre, símbolo, número: Selenio, Se, 34*
Grupo, período, bloque: 16, 4, p
Masa atómica: 78,96 u
Configuración electrónica: [Ar]3d104s24p4
Dureza Mohs: 2
Electrones por nivel: 2, 8, 18, 6
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.
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.
El selenio se usa con diversos fines. Su derivado, el selenio de amonio, por ejemplo,
se ocupa en la fabricación de vidrio. Otro derivado, el sulfuro de selenio, se usa en
lociones y champúes como tratamiento para la dermatitis seborreica.
Teluro
Elemento químico de número atómico 52, masa atómica 127,60 y símbolo Te ; es
un elemento semimetálico del grupo de los elementos de transición, de color blanco
plateado, frágil, que se encuentra en estado puro o combinado con oro, plata, cobre,
plomo y níquel en algunos minerales; se usa en la fabricación de dispositivos
rectificadores y termoeléctricos, en la investigación de semiconductores, para dar
color azul al vidrio, como insecticida, germicida y fungicida, etc.
Se conocen 29 isótopos del telurio, con masas atómicas que fluctúan entre 108 y
137. En la naturaleza hay 8 isótopos del telurio, de los cuales tres son radiactivos. El
Te tiene el periodo de semidesintegración más largo conocido de todos los

radioisótopos de telurio (2,2·1024 años). El telurio es el elemento con menor número
atómico que puede experimentar la desintegración alfa. Con los isótopos del Te al
Te, puede experimentar este tipo de desintegración.
Presenta una única variedad alotrópica, el Te gris, similar al Se gris. Tiene un
carácter más metálico que el anterior.
Nombre, símbolo, número: Telurio-Teluro, Te, 52
Serie química: Metaloides
Grupo, período, bloque: 16, 5, p
Masa atómica: 127,6 u
Configuración electrónica: [Kr]4d10 5s2 5p41
Dureza Mohs: 2,25
Electrones por nivel: 2, 8, 18, 18, 6
Polonio
Elemento químico de número atómico 84, masa atómica 210 y símbolo Po ; es un
metal sólido radiactivo; se encuentra en los minerales que contienen radio y se usa
principalmente como fuente de neutrones y partículas alfa.
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 alrededor de 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, símbolo, número Polonio, Po, 84
Serie química Metaloides
Grupo, período, bloque 16, 6, p
Masa atómica 209.9824 u
Configuración electrónica [Xe]4f14 5d10 6s2 6p4
Dureza Mohs 6
Electrones por nivel 2, 8, 18, 32, 18, 6

Presenta dos alótropos: cúbico simple y romboédrico, en los que que cada átomo
está directamente rodeado por seis vecinos a distancias iguales (d0=355pm).
Ambos alótropos tienen carácter metálico.
Carácter metálico en el grupo
Los elementos de este grupo muestran una transición paulatina desde las
propiedades típicamente covalentes en la parte alta del grupo hasta las típicamente
metálicas del elemento más pesado; y constituyen un excelente ejemplo de como
los modelos de enlace covalente y metálico son, únicamente, casos extremos
imaginarios de una situación real más compleja de interpretar. Este aumento se
pone de manifiesto no solo en la variación progresiva de sus propiedades físicas y
químicas sino también en cambios en sus estructuras.
Reactividad
Oxígeno
● Reactividad con los principales elementos de la tabla periódica.
● Relación entre reactividad y estructura del elemento.
Ozono
Mayor reactividad del ozono, tanto desde el punto de vista termodinámico como
cinético. La gran diferencia de reactividad entre los dos alótropos del oxígeno pone
de manifiesto que las propiedades químicas dependen del estado elemental.
Resto del grupo
La reactividad del resto de los calcógenos va siendo cada vez menor a medida que
descendemos en el grupo.
● Reactividad con elementos y compuestos.
● Reactividad en disolución acuosa: se comportan como oxidantes bastante
buenos debido a la general insolubilidad de los calcogenuros, que retiran
de inmediato iones. El2- del medio, favoreciendo la reacción. También se
pueden comportar como reductores, pasando a estados de oxidación
formal positivos.
Aplicaciones

Los elementos del grupo vi a, conocidos como la familia del grupo del oxígeno,
comprenden al oxigeno (o), azufre (s), selenio (se), telurio (te) y polonio (po).
aunque todos ellos tienen seis electrones de valencia, sus propiedades varian de no
metalicas a metalicas en cierto grado, conforme aumenta el numero atomico.
● Oxígeno: Como oxígeno molecular (O2 ) se utiliza en la industria del
acero, en el tratamiento de aguas negras, en el blanqueado de pulpa y
papel, en sopletes oxiacetilénicos, en medicina y en numerosas
reacciones como agente oxidante.
El oxígeno gaseoso, O2 es fundamental para la vida; es necesario para quemar los
combustibles fosiles y obtener así energia, 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 formula es o3 es más reactivo que el oxígeno ordinario y se puede
formar a partir de oxigeno en un arco eléctrico, como el descargador a distancia de
un motor electrico, tambien se puede producir ozono por la acción de la luz
ultravioleta sobre el oxigeno; esto explica el aroma " fresco del aire durante las
tormentas electricas".
● Azufre: El azufre es el segundo elemento no metal del grupo. a
temperatura ambiente es un solido amarillo palido que se encuentra libre
en la naturaleza. lo conocían los antiguos y se le menciona en el libro del
genesis como piedra de azufre. las moléculas de azufre contienen ocho
atomos de azufre conectados a un anillo; su formula es s8 . el azufre tiene
una importancia especial en la manufactura de neumáticos de hule y
acido sulfurico, H2SO4 . Otros compuestos de azufre son importantes para
blanquear frutos y granos
Se usa en muchos procesos industriales como la producción de ácido sulfúrico
(sustancia química más importante a nivel industrial), en la fabricación de pólvora y
el vulcanizado del caucho. Algunos compuestos como los sulfitos tienen
propiedades blanqueadoras, otros tienen uso medicinal (sulfas, sulfato de
magnesio). También se utiliza en la elaboración de fertilizantes y como fungicida.

● Selenio: El selenio es un no metal que presenta interesantes propiedades
y usos. la conductividad de este elemento aumenta con la intensidad de la
luz. a causa de esta fotoconductividad, el selenio se a utilizado en los
medidores de luz para camaras fotograficas y en fotocopiadoras, pero la
preocupación que origina su toxicidad ha hecho que disminuya su uso. el
selenio tambien puede convertir la corriente electrica alterna en corriente
directa; se ha utilizado en rectificadores, como los convertidores que se
usan en los radios y grabadores portátiles, y en herramientas electricas
recargables. el color rojo que el selenio imparte al vidrio lo hace util en la
fabricación de lentes para señales luminosas.
Se utiliza básicamente en electricidad y electrónica, como en células solares y
rectificadores. Se añade a los aceros inoxidables y es catalizador de reacciones de
deshidrogenación. Algunos compuestos se emplean en la fabricación del vidrio y
esmaltes. Los sulfuros se usan en medicina veterinaria y champús. El dióxido de
selenio es un catalizador muy utilizado en reacciones de oxidación, hidrogenación y
deshidrogenación de compuesos orgánicos.
● Telurio: El telurio, tiene aspecto metalico, pero es un metaloide en el que
predominan las propiedades no metalicas. se emplea en semiconductores
y para endurecer las placas de los acumuladores de plomo y el hierro
colado. se presenta en la naturaleza en diversos compuestos, pero no es
abundante. el polonio es un elemento radiactivo poco comun que emite
radiación alfa y gama; su manejo es muy peligroso. los usos de este
elemento se relacionan con su radiactividad, y fue descubierto por marie
curie, quien le dio este nombre en honor a su natal polonia.
Se emplea para aumentar la resistencia a la tensión en aleaciones de cobre y plomo
y en la fabricación de dispositivos termoeléctricos. También se utiliza como agente
vulcanizador y en la industria del vidrio. El telurio coloidal es insecticida y fungicida.
● Polonio: los isótopos constituyen una fuente de radiación alfa. Se usan en
la investigación nuclear. Otro uso es en dispositivos ionizadores del aire
para eliminar la acumulación de cargas electrostáticas.
Grupo 7A:

Propiedadesgenerales delgrupo VIIA:
● Los elementos del grupo VIIA también llamados halógenos por ser todos
formadores de sales. Tienen siete electrones en el último nivel y son todos no
metales.
● Tienen las energías de ionización más elevadas y en consecuencia son los
elementos más electronegativos.
● Reaccionan fácilmente con los metales formando sales, rara vez están libres
en la naturaleza, todos son gaseosos a temperatura ambiente menos el
bromo que es líquido en condiciones ambientales normales.
● Su característica química más fundamental es su capacidad oxidante porque
arrebatan electrones de carga y moléculas negativas a otros elementos para
formar aniones.
Nombres y símbolos de cada elemento delgrupo:
F: Flúor.
Cl: Cloro.
Br: Bromo.
I: Yodo.
At: Astato.
Propiedadesfísicas y químicas de los elementos más importantes
del grupo VIIA:
Flúor (F): Sus derivados tienen mucho uso industrial. Entre ellos se destaca el freón
utilizado como congelante y la resina teflón. Se agregan además fluoruros al agua
potable y detríficos para prevenir las caries.
Número atómico 9
Valencia -1

Radio atómico (Å) -
Configuración electrónica 1s22s22p5
Primer potencial de ionización
(eV)
17,54
Punto de ebullición (ºC) -188,2
Descubridor Moissan en
1886
Cloro(Cl): Sus propiedades blanqueadoras lo hacen muy útil en las papeleras e
industrias textiles. Como desinfectante se agrega al agua en el proceso de
potabilización y a las piscinas.Otros usos son las industrias de colorantes y la
elaboración de ciertas medicinas.
Bromo(Br): Los bromuros como sedantes. El bromuro de plata en las placas
fotográficas.
Número atómico 35
Valencia +1,-1,3,5,7

Radio atómico (Å) -
Configuración electrónica [Ar]3d104s24p5
Primer potencial
de ionización (eV)
11,91
Descubridor Anthoine Balard en
1826
Yodo(Y): Es esencial en el cuerpo humano para el adecuado funcionamiento de la
tiroides por eso se suele agregar a la sal de mesa. También se emplea como
antiséptico.
Origen,ubicación y efectos ambientalessobreel agua,aire o suelo
de dichos elementos o sus compuestos:
Flúor:
Descubridor: Henri Moissan.
Lugar de descubrimiento: Francia.
Año de descubrimiento: 1886.
Origen del nombre: De la palabra latina "fluere", que significa "fluir".
Efecto ambiental: En el medio ambiente el flúor no puede ser destruído; solamente
puede cambiar de forma. El flúor que se encuentra en el suelo puede acumularse en
las plantas. La cantidad de flúor que tomen las plantas depende del tipo de planta,

del tipo de suelo y de la cantidad y tipo de flúor que se encuentre en el suelo. En las
plantas que son sensibles a la exposición del flúor incluso bajas concentraciones de
flúor pueden provocar daños en las hojas y una disminución del crecimiento.
Los animales que ingieren plantas que contienen flúor pueden acumular grandes
cantidades de flúor en sus cuerpos. El flúor se acumula principalmente en los
huesos. Como consecuencia, los animales expuestos a elevadas concentraciones
de flúor sufren de caries y degradación de los huesos.
Cloro:
Descubridor: Carl Wilhelm Scheele
Lugar de descubrimiento: Suecia.
Origen del nombre: De la palabra griega "chloros", que significa "verde pálido",
reflejando el color del gas.
Efecto ambiental: El cloro se disuelve cuando se mezcla con el agua. También
puede escaparse del agua e incorporarse al aire bajo ciertas condiciones. La
mayoría de las emisiones de cloro al medio ambiente son al aire y a las aguas
superficiales. Una vez en el aire o en el agua, el cloro reacciona con otros
compuestos químicos. Se combina con material inorgánico en el agua para formar
sales de cloro, y con materia orgánica para formar compuestos orgánicos
clorinados.
Bromo:
Descubridor: Antoine J. Balard.
Origen del nombre: De la palabra griega "brómos" que significa "fetidez", debido al
fuerte y desagradable olor de este elemento, sobre todo de sus vapores.
Efecto Ambiental: Los bromuros orgánicos son a menudo aplicados como agentes
desinfectantes y protectores, debido a sus efectos perjudiciales para los
microorganismos. Cuando se aplican en invernaderos y en campos de cultivo
pueden ser arrastrados fácilmente hasta las aguas superficiales, lo que tiene efectos
muy negativos para la salud de las daphnia, peces, langostas y algas.
Los bromuros orgánicos son también perjudiciales para los mamíferos,
especialmente cuando se acumulan en los cuerpos de sus presas. Los efectos más
importantes sobre los animales son daños nerviosos y daños en el ADN, lo que
puede aumentar las probabilidades de desarrollar cáncer.
Los bromuros orgánicos no son muy biodegradables; cuando son descompuestos
se forman bromuros inorgánicos. Éstos pueden dañar el sistema nervioso si son
absorbidos en grandes dosis.

Yodo:
Descubridor: Bernard Courtois.
Origen del nombre: De la palabra griega "iodes" que significa "violeta", aludiendo al
color de los vapores del yodo.
Efecto ambiental: El yodo puede ser radioactivo. Los isótopos radioactivos se
forman de manera natural durante reacciones químicas en la atmósfera. La mayoría
de los isótopos radioactivos del yodo tienen unas vidas medias muy cortas y se
transformarán rápidamente en compuestos estables de yodo. Sin embargo, hay una
forma radioactiva del yodo que tiene una vida media de millones de años y que es
seriamente perjudicial para el medio ambiente. Este isótopo entra en el aire desde
las plantas de energía nuclear, donde se forma durante el procesamiento del uranio
y el plutonio. Los accidentes en las plantas nucleares han provocado la emisión de
grandes cantidades de yodo radioactivo al aire.
Ástato:
Descubridor: Dale Corson, K. MacKenzie, Emilio Segrè.
Lugar de descubrimiento: USA.
Origen del nombre: De la palabra griega "astatos" que significa "inestable", debido
a que este elemento carecía de isótopos estables.
Efecto ambiental: El Ástato no se da en cantidades significativas en la biosfera, así
que normalmente nunca presenta riesgos.

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