Grupos iv a, va, via, viia de la tabla periodica

LABORATORIO DE QUIMICA
LAURA LILIANA SANCHEZ HERNANDEZ
DOCENTE: DIANA FERNANDA
JARAMILLO CARDENAS
GRADO: 11-3
INSTITUCION EDUCATIVA EXALUMNAS
DE LA PRESENTACION
IBAGUE-TOLIMA
2018

INTRODUCCIÓN
Este blog pretende orientar el uso de las diferentes mitologías de aprendizaje en
el área de química, la tabla periódica es de un aprendizaje concreto y dispuesto
a dar siempre lo mejor. En esta ocasión le 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.
La organización de la tabla periódica de los elementos fue llevada a cabo
teniendo en cuenta diferentes características de los elementos: en cada grupo y
periodo, los elementos cuentan particularidades comunes o muy simples que los
hacen integrarlos mismos, como son: textura, composición, resultados después
de una reacción, tipos de enlace que forman, presencia y función en la
naturaleza, usos comunes niveles de energía que los electrones alcanzan,
ubicación en los orbitales, etc.
En ese orden de ideas, se dará a conocer a una continuación información acerca
de 4 importantes grupos de elementos, nombrando individualmente los que
componen cada uno, características comunes y demás aspectos relevantes para
poder su clasificación y reconocimiento.

OBEJTIVOS
 Explicar que es la tabla periódica, para que sirve y sus principales elementos.
 Reconocerlos elementos con sus diferentes características.
 Aplicar los diferentes elemento
 Identificarlas diferentes de la cada elemento.
 Identificar los elementos que conforman los grupos 4A, 5A, 6A y 7A, sus
características particulares y las comunes.
 Reconocer los nombres de los grupos y la razón de ellos.
 Reconocer la presencia e importancia de los elementos mencionados en el
medio ambiente.
 Identificar usos comunes de los elementos en diferentes campos de la
ciencia.
 Conocer el porqué de la clasificación de los mencionados y su ubicación en
la tabla periódica.

TABLAPERIODICA:
La tabla periódica de los elementos es una disposición de los elementos
químicos en forma de tabla, ordenados por su número atómico, por su
configuración de electrones y sus propiedades químicas. Este ordenamiento
muestra tendencias periódicas, como elementos con comportamiento similar en
la misma columna. Las filas de la tabla se denominan períodos y las columnas
grupos. Algunos grupos tienen nombres.
Así por ejemplo el grupo 17 es el de los halógenos y el grupo 18 el de los gases
nobles. La tabla también se divide en cuatro bloques con algunas propiedades
químicas similares. Debido a que las posiciones están ordenadas, se puede
utilizar la tabla para obtener relaciones entre las propiedades de los elementos,
o pronosticar propiedades de elementos nuevos todavía no descubiertos o
sintetizados. La tabla periódica proporciona un marco útil para analizar el
comportamiento químico y es ampliamente utilizada en química y otras ciencias.

GRUPO IV A:
CARBOIDEOS El grupo IV A de la tabla periódica de 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)
 plomo (Pb)
 flerovio (Fl).
La mayoría de los elementos de este grupo son muy conocidos y difundidos,
especialmente el carbono, elemento fundamental de la química orgánica.

CARBONO (C)
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 química porque forma un número de compuestos mayor
que la suma total de todos los otros elementos combinados. Con mucho, el grupo
más grande de estos compuestos es el constituido por carbono e hidrógeno. Se
estima que se conoce un mínimo de 1.000.000 de compuestos orgánicos y este
número crece rápidamente cada año. Aunque la clasificación no es rigurosa, el
carbono forma otra serie de compuestos considerados 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 después del
oxígeno.
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 kat m. 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
destilación de la hulla.
Carbono amorfo: Negro de humo y carbón activo: Son formas del carbono
finamente divididas. El primero se prepara por combustión incompleta de sustancias
orgánicas; la llama deposita sobre superficies metálicas, 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 electro dos de 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.
 El monóxido de carbono se emplea como 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 a lo 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:
 Construcción de reactores nucleares.
 Construcción de electrodos para la industria electrolítica, por su
conductividad eléctrica.
 Lubricante sólido, por ser blando y untuoso.
 Construcción de minas de lapiceros, la dureza de la mina se consigue
mezclando el grafito con arcilla.
 Construcción de crisoles de alta temperatura, debido al elevado punto de
fusión del grafito.
Diamante:
 Tallados en brillantes se emplean en 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:
 Propiedades conductoras, 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
producción de negro de carbón.
También se ha dado parte de afecciones cutáneas tales como inflamación de
los folículospilosos,y lesiones de la mucosa bucal debidos a la exposición
cutánea.
Carcinogenicidad: El negro de carbón ha sido incluido en la lista de la Agencia
Internacional de Investigación del Cáncer (AIIC)dentro del grupo 3 (agente no
clasificable con respecto a su 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)
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
 Masa atómica
 (uma): 28,0855
 Período: 3
 Grupo:14 (carbonoideos)
 Configuración electrónica: [Ne] 3s2 3p2
 Radio iónico (Å): 0,41 (+4)
 Energía de ionización (kJ/mol): 786

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.
 Reducción de sílice con carbono o carburo de calcio en un horno eléctrico
con electrodos de carbono.
 Reducción de tetracloruro de silicio con hidrógeno (para obtenerlo de
forma muy pura).
 El silicio hiperpuro se obtiene por reducción térmica de triclorosilano,
HSiCl3, ultra puro en atmósfera de hidrógeno y posterior fusión 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 carecer de la propiedad de
causar fibrosis en el tejido pulmonar.
Sin embargo, se han documentado lesiones pulmonares leves en animales de
laboratorio sometidos a inyecciones intratraqueal es de polvo de silicio.
El polvo de silicio tiene pocos efectos adversos sobre los pulmones y no parece
producir enfermedades orgánicas significativas o efectos tóxicos cuando las
exposiciones se mantienen por debajo de los límites de exposición recomendados
.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 provoca la muerte del 50% de la población animal debido a la exposición a la
sustancia por cualquier vía distinta a la inhalación.
Normalmente expresada como miligramos o gramos de material por kilogramo de
peso del animal.) El siliciocristalino 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, formación de costras y picores son características de la inflamación
cutánea. El cáncer de pulmón está asociado con exposiciones a 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 desorden inmunológico y
enfermedades autoinmunes en trabajadores expuestos al silicio.
Estas enfermedades y trastornos incluyen scleroderma, artritis reumatoide,
eritematosis sistémica y 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 sistema inmunitario, resultando en infecciones
microbacterianas (tuberculosas y no tuberculosas)o fúngicas, especialmente en
trabajadores con silicosis.
La exposición ocupacional al silicio cristalino respirable está asociado con
bronquitis, enfermedad crónica de obstrucción pulmonar (COPD)y enfisema.
Algunos estudios epidemiológicos sugieren que estos efecto sobre la salud pueden
ser menos frecuentes o ausentes en los no fumadores.

GERMANIO (GE)
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 lustros o, 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 foto detectores. 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.
 Nombre: Germanio
 Símbolo: Ge
 Período: 4
 Números de oxidación: +2, +4
 Configuración electrónica: [Ar] 3d10 4s2 4p2
 Radio iónico (Å):0,53 (+4), 0,93 (+2)
 Color: Grisáceo

OBTENCIONDEL GERMANIO:
Se obtiene como subproducto en los procesos de obtención de cobre, zinc y en las
cenizas de ciertos carbones. Para la purificación ulterior se utiliza el proceso llamado
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 emplea en 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 contenedor se
alcanzará rápidamente una concentración peligrosa del gas en el aire.
Efectos de la exposición a corto plazo: La sustancia irrita los ojos, la piel y el
tracto respiratorio. La sustancia puede tener efectos en la sangre, resultando en
lesiones de las células sanguíneas. La exposición puede resultar en la muerte.

ESTAÑO (SN)
Año de descubrimiento: Conocido desde la antigüedad.
Origen del nombre: De la palabra anglosajona "tin" que significa "estaño" o
"lata",aunque también se piensa que deriva de Tinia, la suprema diosa del cielo
de los Etruscos. El origen del símbolo procede de la palabra latina "stannum"
que significa "estaño". Obtención: El estaño se conoce desde la antigüedad y ya
se menciona en el Viejo Testamento. En Mesopotamia ya 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
protegiéndolos de la corrosión Se funde a baja temperatura; tiene gran fluidez
cuando se funde y posee un punto de ebullición alto. es suave, flexible y resistente
a la corrosión en 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
 Período: 5
 Grupo: 14 (carbonoideos)
 Números de oxidación: +2, +4
 Configuración electrónica: [Kr] 4d10 5s2 5p2
 Radio atómico (Å): 1,58 Radio iónico (Å): 0,71 (+4), 1,12 (+2)

 Color: Blanco plateado
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 producir vidrio 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, superconductora a 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 calefacción de 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 del estaño 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 conocemos las consecuencias del envenenamiento por
estaño. Los efectos de las sustancias orgánicas de estaño pueden variar.
Dependen del tipo de sustancia que está presente y del organismo que está
expuesto a ella. El estaño trietílico es la sustancia orgánica del estaño más peligrosa
para los humanos.
Tiene enlaces de hidrógeno relativamente cortos. Cuantos más largos sean los
enlaces de hidrógeno, menos peligrosa para la salud humana será la sustancia del
estaño. Los humanos podemos absorber enlaces de estaño a través de la comida
y la respiración y a través de la piel.
La toma de enlaces de estaño puede provocar efectos agudos así como efectos a
largo plazo.

PLOMO (PB)
Origen del nombre: Procede del latín "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 conducción de 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
 Período: 6
 Números de oxidación: +2,+4
 Configuración electrónica: [Xe] 4f14 5d10 6s2 6p2
 Radio iónico (Å): 0,84 (+4), 1,20 (+2)
 Radio covalente (Å): 1,47
 Color: Blanco azulado

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 emplea para 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 biosíntesis de hemoglobina y 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)
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 nuclear soviético que fundó el Laboratorio Flerov de reacciones nucleares
en Dubna, en 1957. Hasta la fecha se han observado alrededor de 80
desintegraciones de átomos de flerovio,50 de ellas directamente y 30 de la
desintegración de los elementos más pesados Livermorio y Ununoctio
 Nombre: Flerovio
 Símbolo: Fl
 Masa atómica (uma): (285)
 Período: 7
 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): -
 Punto de ebullición (ºC): -
 Volumen atómico (cm3 /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 por los 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 reciben el nombre de pnicógenos o
nitrogenados.

NITROGENO (N)
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.
34. 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
 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
destilación fraccionada.
 Se obtiene, muy puro, mediante descomposicióntérmica (70 ºC) del nitrito
amónico en disoluciónacuosa.
 Por descomposiciónde amoniaco (1000 ºC) en presenciade níquel en
polvo.
APLICACIONES
 Producción de amoniaco, reacción con hidrógeno en presencia de un
catalizador. (Proceso Haber-Bosch).El amoniaco se usa como fertilizante
y para producir ácido nítrico (Proceso Ostwald).
 El nitrógeno líquido se utiliza como refrigerante en la industria alimentaria:
congelado de alimentos por inmersión y transporte de alimentos
congelados.
 El nitrógeno se utiliza en la industria electrónica para crear atmósferas
inertes para producir transistores y diodos.
 Se utiliza en la industria del petróleo para incrementar la presión en los
pozos y forzar la salida del crudo.
 Se usa como 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)

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
 Período: 3
 Grupo: 15 (nitrogenoideos)
 Números de oxidación: +1, +3, +5, -3
 Radio iónico (Å): 0,34 (+5)

 Densidad (g/cm3): 1,82
 Color: Blanco
 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 Fósforo puede ser encontrado en el ambiente más comúnmente como
fosfato. Los fosfatos son substancias 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 fosfatos pueden ser 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 peligrosa
de 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 exposición a él será fatal.
EFECTOSDEL FOSFORO EN EL MEDIO AMBIENTE:
Fósforo blanco: El fósforo blanco esta en el ambiente cuando es usado en
industrias para hacer otros productos químicos y cuando el ejército lo usa como
munición. A través de descargas de aguas residuales el fósforo blanco termina
en las aguas superficiales cerca de las fábricas donde es usado. Fosfatos: Los
fosfatos tienen muchos efectos sobre los organismos. Los efectos son
mayormente 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 fosfatos no 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)

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
 Período: 4
 Radio iónico (Å): 2,22 (-3), 0,47 (+5)

 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)
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
 Período: 5
 Radio iónico (Å): 0,62 (+5), 2,45 (-3)
 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)
Año de descubrimiento: Conocido desdela antigüedad.
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
 Período: 6
 Números de oxidación: +3, +5, - 3
 Radio iónico (Å): 0,74 (+5), 1,20 (+3)
 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 dosisen 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 por los 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)
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)
 Números de oxidación: -2, +2
 Radio iónico (Å):1,4 (-2)
 Densidad (g/cm3): 0,001429
 Color: Incoloro
 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)
Año de descubrimiento: Conocido desdela antigüedad.
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.
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)
 Números de oxidación: -2, +2, +4, +6
 Densidad (g/cm3): 2,07 (rómbico)
 Color: Amarillo
 Punto de fusión (ºC):115
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 y cambios 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
posibilidadesdedestrucción 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)
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
 Período: 4

 Color: Gris
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)

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. Reacciona con 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
 Período: 5
 Radio iónico (Å): 0,56 (+6), 2,21 (-2)

PROPIEDADES FÍSICA
 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.
Efectos de la exposición a 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 exposición puede resultar en aliento de ajo. Se recomienda
observación médica.
Ingestión: Dolores abdominales. Estreñimiento. Vómitos. Peligros químicos:
Cuando se calienta se forman vapores tóxicos. Reacciona vigorosamente con
halógenos o interhalógenos provocando riesgo de incendio. Reacciona con 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)
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
 Masa atómica (uma): (208,98)
 Período: 6
 Radio iónico (Å): -
 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 emisor de 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
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)
 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)
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)
 Números de oxidación: -1
 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 de1mg /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 pega
fuertemente 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)
Descubridor: Carl William Scheele.
Año de descubrimiento: 1774. 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)
 Números de oxidación: -1, +1, +3, +5, +7
 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)
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
 Período: 4
 Radio iónico (Å): 1,95 (-1), 0,39 (+7)
 Color: Marrón-rojizo
 Punto de fusión (ºC): - 7

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)
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
 Período: 5
 Radio iónico (Å): 2,16 (-1), 0,50 (+7)

 Color: Negro-violeta
METODOS DE OBTENCION:
 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)
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.

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