Laboratorio químico

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Laboratorio Químico
Mariana Quevedo Arandia
11-2
Exalumnas de la Presentación
Ibagué – Tolima
2017

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Introducción
La química se define como la ciencia que estudia la composición, estructura, y
propiedades de la materia así como los cambios que esta experimenta durante
reacciones químicas.
Históricamente la química moderna es la evolución de la alquimia tras
la revolución química.
Las primeras experiencias del hombre como químico se dieron con la utilización
del fuego en la transformación de la materia. La obtención de hierro a partir del
mineral y de vidrio a partir de arena son claros ejemplos. Poco a poco el
hombre se dio cuenta de que otras sustancias también tienen este poder de
transformación. Se dedicó un gran empeño en buscar una sustancia que
transformara un metal en oro, lo que llevó a la creación de la alquimia. La
acumulación de experiencias alquímicas jugó un papel vital en el futuro
establecimiento de la química.
La química es una ciencia empírica, ya que estudia las cosas por medio
del método científico, es decir, por medio de la observación, la cuantificación y,
sobre todo, la experimentación. En su sentido más amplio, la química estudia las
diversas sustancias que existen en nuestro planeta así como las reacciones que
las transforman en otras sustancias.
Objetivos
1. Promover el estudio y conocimiento básico de la química como lo es la
tabla periódica.
2. Permitir la comprensión y análisis de los elementos claves de la tabla
periódica.
3. Plantear recursos didácticos que generen un hábito de estudio mucho más
práctico de modo que la acción de aprender sea sencilla y divertida.

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Contenido
1. Introducción
1.1 Objetivos
2. Tabla Periódica
2.1 Propiedades periódicas
3. Metales Alcalinos
4. Metales Alcalinotérreos
4.1 Propiedades físicas
4.2 Propiedades químicas
5. Metales de Transición
5.1 Propiedades
6. Lantánidos
6.1 Principales características
6.2 Propiedades magnéticas y espectrales
7. Actínidos
7.1 Propiedades generales del grupo
7.2 Estructura atómica
8. No metales
9. Gases nobles
9.1 Características
10.Grupo IVA
11.Grupo IVB
11.2 Usos y aplicaciones
12. Grupo VB

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13.Grupo VIB
14.Grupo VII A
15. Conclusión vídeos
16. Halógenos
16.1 Definición
16.2 Propiedades
17.Grupo VA
18. Grupo VIA

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Tabla Periódica
La tabla periódica es un esquema que incluye a los elementos químicos
dispuestos por orden de número atómico creciente y en una forma que refleja la
estructura de los elementos.
Los elementos están ordenados en siete hileras horizontales, llamadas periodos, y
en 18 columnas verticales, llamadas grupos.
El primer periodo (la primera hilera), que contiene dos elementos, el hidrógeno y el
helio, y los dos periodos siguientes, cada uno con ocho elementos, se llaman
periodos cortos.
Los periodos restantes, llamados periodos largos, contienen 18 elementos en el
caso de los periodos 4 y 5, o 32 elementos en el del periodo 6.
El periodo largo 7 incluye el grupo de los actínidos, que ha sido completado
sintetizando núcleos radiactivos más allá del elemento 92, el uranio.
Los grupos o columnas verticales de la tabla periódica se clasifican
tradicionalmente de izquierda a derecha utilizando números romanos seguidos de
las letras 'A' o 'B', en donde la 'B' se refiere a los elementos de transición.
Todos los elementos de un grupo presentan una gran semejanza y, por lo general,
difieren de los elementos de los demás grupos. Por ejemplo, los elementos del
grupo IA, a excepción del hidrógeno, son metales con valencia química +1;
mientras que los del grupo VIIA, exceptuando el ástato, son no metales, que
normalmente forman compuestos con valencia -1.
En 1869, el químico ruso Mendeleiev, y el alemán Meyer, publicaron de manera
independiente sus sistemas de ordenamiento de todos los elementos conocidos.
Para esto se basaron en propiedades químicas Mendeleiev y en las físicas Meyer.

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Mendeleiev vio que al clasificar los elementos según sus pesos atómicos se
podían disponer en columnas que contenían elementos con las mismas
propiedades físicas y químicas. Por tanto había observado que las propiedades de
los elementos varían de forma periódica según el peso atómico, incluso llegó a
dejar huecos en su tabla destinados a acoger elementos todavía desconocidos
(entonces sólo se conocían 68 elementos).
En la tabla periódica actual los elementos se disponen en orden creciente de sus
números atómicos. Las columnas representan familias o grupos, y en ellas hay
elementos con propiedades físicas y químicas similares. Las filas se llaman
períodos y están ocupadas por elementos con el mismo número cuántico n, en los
que las propiedades varían en forma progresiva.
Propiedades periódicas:
1. Potencial o energía de ionización: es la cantidad mínima de energía que
hay que suministrar a un átomo neutro gaseoso en estado fundamental
para arrancarle el electrón enlazado con menor fuerza. Aumenta de abajo a
arriba en los grupos y de izquierda a derecha en los períodos.
Meyer Mendeleiev

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2. Afinidad electrónica: es la energía que se desprende cuando un átomo
neutro gaseoso en estado fundamental capta un electrón formando un ion
negativo (también gaseoso). Los elementos con una afinidad electrónica
grande ganan electrones con facilidad, dando lugar a aniones. Además no
tienen tendencia a cederlos y su energía de ionización será alta. Aumenta
igualmente de abajo a arriba y de izquierda a derecha.
3. La electronegatividad: mide la tendencia de los átomos a atraer hacia sí el
par de electrones compartido en un enlace covalente con otro átomo del
mismo elemento. El flúor es el elemento más electronegativo, seguido del
oxígeno. Aumenta de abajo a arriba y de izquierda a derecha.
1. Estado de oxidación: es el número de electrones que tiene que ganar o
perder un átomo para adquirir la configuración electrónica de gas noble.
2. Radio atómico: la mitad de la distancia entre dos núcleos de un elemento
unidos por un enlace covalente puro. Aumenta de arriba abajo y de derecha
a izquierda.

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Metales Alcalinos
Los metales alcalinos corresponden al Grupo 1 de la Tabla Periódica
(anteriormente grupo I A).
Estos metales son: Litio (Li), sodio (Na) , potasio (K) , rubidio
(Rb) , cesio (Cs) y francio (Fr) .
Constituyen el 4,8 por ciento de la corteza terrestre, incluyendo capa
acuosa y atmósfera. El sodio y el potasio son los más abundantes; el resto es
raro.
El nombre de esta familia proviene de la palabra árabe álcalis, que
significa cenizas; ya que los primeros compuestos de sodio y potasio fueron
descubiertos en cenizas de maderas.
También, al reaccionar con agua, estos metales forman hidróxidos, que son
compuestos que antes se llamaban álcalis.
Son metales blandos, tanto es así que el sodio se puede cortar fácilmente con un
cuchillo. Al cortarlos o fundirlos se observa su color plateado y su brillo metálico.
Los metales alcalinos son de baja densidad. Li, Na y K son menos densos que el
agua. El Li es el más duro y a la vez el menos denso. El Cs es el más blando y el
más denso.
Son blanco-plateados, con puntos de fusión bajos (debido a las fuerzas de enlace
débiles que unen sus átomos) que decrecen según se desciende en el grupo y
blandos, siendo el litio el más duro. Sus puntos de fusión bajos están
comprendidos entre 181º C para el Li y 28,7º C para el Cs.
Estos metales son los más reactivos químicamente. Por ejemplo: el sodio
reacciona enérgicamente con el agua, mientras flota, desprendiéndose gases de
hidrógeno. El potasio reacciona aún más violentamente que el sodio.
Átomode litio

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Por estos motivos, esta clase de metales no se encuentran en estado libre en la
naturaleza, sino en forma de compuestos, generalmente sales.
Los elementos sodio y potasio son componentes fundamentales de los seres
vivos. Se encuentran en forma de iones, cuyas propiedades son muy diferentes a
la de los metales.
El Na Cl (cloruro de sodio) es el soluto más abundante en el agua del mar. El
KNO3 (nitrato de potasio) es el salitre, y abunda en algunos yacimientos,
especialmente en Chile.
Grandes depósitos naturales de compuestos de litio se encuentran en el fondo de
lagos que se secaron.
El rubidio y el cesio son muy escasos. El francio es altamente
radiactivo y de muy corta vida (22 minutos), por lo que es mucho más
escaso aún.
Su configuración electrónica muestra un electrón en su capa de
valencia (1 electrón s).
Son muy electropositivos: baja energía de ionización. Por tanto,
pierden este electrón fácilmente (número de oxidación +1) y se unen
mediante enlace iónico con otros elementos.
En estado sólido forman redes cúbicas.
Como el resto de los metales, los metales alcalinos son maleables, dúctiles y
buenos conductores del calor y la electricidad.
Presentan efecto fotoeléctrico con radiación de baja energía, siendo más fácil de
ionizar el cesio. La reactividad aumenta hacia abajo, siendo el cesio y el francio los
más reactivos del grupo.
El litio se parece bastante más al magnesio en cuanto a reactividad que al resto de
los alcalinos, debido a que el ion Li+ es muy pequeño.
Los metales alcalinos se recubren rápidamente de una capa de hidróxido en
contacto con el aire y reaccionan violentamente en contacto con el agua, liberando
hidrógeno que, debido al calor desprendido, arde (con rubidio y cesio la reacción
es explosiva, ya que al ser más densos que el agua, la reacción la producen en el
fondo y el hidrógeno formado arde produciendo una onda de choque que puede
romper el recipiente).
También reaccionan con el vapor de agua del aire o con la humedad de la piel.
Deben guardarse en líquidos apolares anhidros.
Átomode Sodio

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Metales Alcalinotérreos
Serie de seis elementos químicos que se encuentran en el grupo 2 (o II A)
del sistema periódico.
Los metales alcalinotérreos son, por orden de número atómico creciente: berilio
(Be) , magnesio (Mg) , calcio (Ca), estroncio (Sr), bario (Ba) y radio (Ra) .
Sus óxidos se llaman tierras alcalinas.
Estado natural y abundancia
Berilio: silicatos: fenacita y berilio. No muy familiar y difícil de extraer
Magnesio: sales en el agua del mar y magnesita
Calcio: calcita, dolomita y yeso
Estroncio: celestita y estroncianita. Concentrados en menas y fácil de extraer
Bario: baritas. Concentrados en menas y fácil de extraer
Radio: escaso y radiactivo
Propiedades físicas
Color blanco plateado, de aspecto lustroso y blando. El magnesio es gris por una
película superficial de óxidos.
Aunque son bastante frágiles, los metales alcalinotérreos son maleables y dúctiles.
Conducen bien la electricidad y cuando se calientan arden fácilmente en el aire.

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Tamaño y densidad: Gran tamaño atómico. La carga nuclear efectiva es más
elevada y hay una mayor contracción de los orbitales atómicos. Más densos.
Dureza y punto de fusión: Tienen dos electrones de valencia que participan en el
enlace metálico, por lo que son más duros. Puntos de fusión más elevados y no
varían de forma regular debido a las diferentes estructuras cristalinas.
Propiedades químicas
Son menos reactivos que los metales alcalinos, pero lo suficiente como para no
existir libres en la naturaleza.
Menos electropositivos y más básico. Forman compuestos iónicos. El berilio
muestra diferencias significativas con los restos de los elementos.
La energía de ionización más alta es compensada por las energías de hidratación
o energías reticulares.
Compuestos diamagnéticos e incoloros. Son poderosos agentes reductores, es
decir, se desprenden fácilmente de los electrones.
Diferencias entre el Berilio y los otros elementos del Grupo 2:
- Puntos de fusión de sus compuestos bajos
- Los compuestos son solubles en disolventes orgánicos.
- Se hidrolizan en el agua. El ión Be2+ está hidratado. El enlace Be-O es fuerte, lo
que debilita el enlace O-H y hay tendencia a la pérdida de protones
- Gran número de complejos
- Se pasiva por acción del HNO3
- Los haluros, hidruros, son poliméricos.

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- Be2C forma metano por hidrólisi
Metales de transición
Los Metales de Transición o Elementos de Transición son aquellos situados en
la parte central del sistema periódico, en el bloque d, ya que en todos ellos
su orbital d está ocupado por electrones en mayor o menor medida.
Los Metales de Transición son aquellos formados por los siguientes Grupos y
Periodos:
 Grupo 3 (IIIB)
 Grupo 4 (IVB)
 Grupo 5 (VB)
 Grupo 6 (VIB)
 Grupo 7 (VIIB)
 Grupo 8 (VIIIB)
 Grupo 9 (VIIIB)
 Grupo 10 (VIIIB)
 Grupo 11 (IB)
 Periodo 4
 Periodo 5
 Periodo 6
 Periodo 7

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Propiedades de los Metales de Transición:
 Son metales duros con puntos de fusión y ebullición son mucho más elevados
que los de los alcalinotérreos y alcalinos. Esto es debido a la disminución del radio
atómico.
 Estructura compacta
 Buenos conductores del calor y la electricidad.
 Dúctiles y maleables
 Sólidos a temperatura ambiente excepto el Mercurio (Hg)
 Presentan una gran variedad de estados de oxidación
 Los metales de transición poseen propiedades diferentes a las de los alcalinos y
alcalinotérreos: son menos metálicos desde el punto de vista químico, pero más
metálicos desde el punto de vista técnico, es decir, respecto a su dureza, ductibilidad,
etc.
 Son elementos un poco extraños en el sentido de que al clasificarlos en la tabla
periódica, se parecen más por periodos (filas) que por grupos (columnas) como sería lo
normal.
 Los metales de transición son muy importantes en los procesos biológicos
 Presentan anomalías en cuanto al relleno de los orbitales. En la estructura
electrónica de los elementos de un mismo periodo, hay un salto del 3d3 al 3d5 y del 3d8
al 3d10.
 El hecho de tener los orbitales semiocupados les confiere mayor estabilidad.

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 Los metales de transición se caracterizan por la posibilidad de actuar con
varios números de oxidación, debido a los numerosos huecos en los orbitales d.
 El número de oxidación 2 es el más frecuente: pierden los dos electrones de la
capa s2 y pasan al anterior periodo. Hacia el centro del periodo hay mayor multiplicidad.
El salto electrónico en estos iones es de energías bajas, por lo que cae dentro del
espectro visible.
 Estos estados de oxidación múltiple dan lugar a que los elementos
sean paramagnéticos, debido a la existencia de electrones desapareados.
 Los compuestos de los metales de transición suelen ser coloreados, como el
Hierro y el Níquel que cambian también su color. Con el Vanadio, todos los colores son
distintos con cada número de oxidación.
 Tienen una gran tendencia a formar complejos con multitud de aniones,
amoníaco, cianuros, oxalatos, fluoruros, etc. Estos complejos pueden hacer variar
totalmente las propiedades que enmascaran los elementos de transición.
 Se hidrolizan con facilidad
Lantánidos
Los lantánidos son los elementos químicos que abarcan desde el Lantano hasta el
lutecio. Comparten características comunes, por las cuales son clasificados en
una categoría especial en la parte baja de la Tabla periódica.
Principales características delos lantánidos:
 Se ubican en el periodo 6 de la tabla periódica.
 Abarcan 15 elementos, del 57 al 71.
 Comparten la estructura del Lantano, a la cual se agrega un nivel
energético f, que es menos reactivo químicamente.
 Se les llamó tierras raras porque en estado natural siempre están
combinados formando óxidos.

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 Algunos son relativamente abundantes.
 Aunque tienen valencias variables, la mayoría tiene valencia +3.
 Conforme aumenta su número atómico, disminuye su radio.
 Todos tienen aspecto metálico brillante.
Los lantánidos (o lantanoides, como a veces se les llama), estrictamente hablando,
son los catorce elementos que siguen al lantano en la tabla periódica, y en la cual,
los catorce electrones 4f se añaden sucesivamente a la configuración del lantano.
Como estos electrones 4f intervienen relativamente poco en los enlaces, resulta que
estos elementos altamente electropositivos tienen el ion M3+ como su estado de
oxidación principal. El radio de este ion disminuye con el aumento de Z a partir del
lantano, esto constituye la denominada “Contracción Lantánida”.
Puesto que el término “Lantánido” se usa para indicar que estos elementos forman
un grupo estrechamente relacionado, para cuya química el Lantano es el prototipo,
generalmente se toma el vocablo incluyendo el propio Lantano. No se conocen con
toda certeza las configuraciones electrónicas debido a la gran complejidad de los
espectros electrónicos de los átomos e iones y a la consecuente dificultad de
análisis.
Los elementos Itrio y Escandio que se encuentran por encima del lantano en el
grupo III de transición, poseen características similares a los lantánidos, y se los
encuentra generalmente juntos en la naturaleza.
El término “Contracción Lantánida” se empleó al hablar de los elementos de la
tercera serie de transición, ya que tiene ciertos efectos importantes sobre sus
propiedades. Consta de una significativa y uniforme disminución en el tamaño de
los átomos e iones con el aumento del número atómico; es decir, el Lantano tiene
el mayor y el Lutecio el menor radio.
Esta contracción tiene la misma causa que las contracciones menos espectaculares
que tienen lugar en la serie de transición en el bloque d, o sea, el poco efecto

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pantalla de un electrón hacia otro en la misma subcapa. A medida que se avanza
del Lantano al Lutecio, la carga nuclear y el número de electrones 4f se incrementa
en uno en cada etapa. El efecto de pantalla de un electrón 4f por otro es muy poco
efectivo, debido a la forma de los orbitales f, de tal manera que a cada aumento, la
carga nuclear efectiva experimentada por cada electrón 4f aumenta, por lo que se
produce una reducción de tamaño en toda la capa 4fn. La acumulación de estas
contracciones sucesivas constituye la contracción Lantánida.
Propiedades Magnéticasy espectrales:
Varios de los aspectos del comportamiento magnético y espectral de los lantánidos
difieren fundamentalmente de los del bloque d correspondiente a los elementos de
transición. La razón básica de estas diferencias reside en que los electrones que
son responsables de las propiedades de los iones lantánidos son electrones 4f, y
que los orbitales 4f están protegidos muy efectivamente de la influencia de fuerzas
externas en las capas externas 5s2 y 5p6 . Es por ello que los estados que se originan
desde las diversas configuraciones 4fn sólo son ligeramente afectados por el medio
que rodea a los iones y permanecen prácticamente invariables para determinado
ión en todos sus compuestos.
Las constantes de acoplamiento de spin -órbita son bastante grandes. Esto tiene
por consecuencia que, salvo unas cuantas excepciones, los iones lantánidos
posean estados fundamentales con un sólo y bien definido valor del momento
angular total J, con el siguiente estado inferior de J, y con energías muchas veces
mayores que el valor de KT, y por consiguiente el estado superior está virtualmente
no poblado.
Los colores y estados electrónicos fundamentales de los iones M3+ se dan en la
tabla que se encuentra a continuación; la consecuencia de los colores en la serie
del lantano al Gadolinio se repite accidentalmente en la serie del Lutecio al
Gadolinio. Como ha quedado implícito en las explicaciones anteriores, los colores

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se deben a transiciones f-f, las cuales están virtualmente independientes del
entorno exterior de iones.
Cerio (Ce58) Europio (Eu 63) Erbio Er 68)
Praseodimio (Pr 59) Gadolinio (Gd 64) Tulio (Tm 69)
Neodimio (Nd 60) Terbio (Tb 65) Iterbio (Yb 70)
Prometio (Pm 61) Disprosio (Dy 66) Lutecio (Lu 71)
Samario (Sm 62) Holmio (67 Ho)
Actínidos
Los elementos actínidos constituyen un grupo de quince elementos consecutivos
en la tabla periódica, estos elementos se encuentran encabezados por el elemento
actinio, de símbolo Ac, y numero atómico 89, hasta el laurencio de símbolo Lw, y
numero atómico 103. Como grupo son significativamente importantes debido a la
radioactividad. A pesar que muchos elementos se los pueden encontrar en la
naturaleza, la mayoría de los de este grupo, han sido obtenidos artificialmente por
el hombre. Entre los elementos más importantes
nombramos al uranio y el plutonio que han sido utilizados
en la bomba atómica y que actualmente son usados cada
vez con mayor frecuencia con el fin de obtener energía
eléctrica.

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Propiedades generalesdelgrupo
Las propiedades de estos elementos son similares entre si, debido a que poseen
una disposición de los electrones alrededor del núcleo, que les confiere dicha
similitud. En cualquier átomo, el número de cargas positivas del núcleo es igual al
número de cargas negativas (electrones) que lo rodean, determinándose así la
neutralidad eléctrica del átomo. Estos elementos se encuentran ubicados en la tabla
periódica uno a continuación del otro a medida que aumenta el número de protones.
Esto significa que el elemento que sucede a otro, debe tener además un electrón
más para balancear la carga positiva del protón adicional y así mantener el átomo
eléctricamente neutro.
Estructura atómica
Los actínidos se continúan unos a otros en el periodo siete de la tabla periódica.
Cada uno tiene 86 (ochenta y seis) electrones dispuestos de manera similar a la de
los átomos del gas noble radón, con tres electrones más que se pueden disponer
en los orbitales 6dy 7f, y con electrones adicionales empaquetados en los orbitales.
Específicamente, la serie se encuentra formada por la inserción de un electrón más
por cada elemento nuevo que se sucede, subyacente en el orbital 5f. Los electrones
de valencia, sin embargo, se hallan principalmente en los orbitales 6d y 7s. Por eso,
la diferencia patrón entre los átomos de los elementos de la serie es el único electrón
profundo en la nube electrónica; pero el hecho es que, debido a su ubicación en la
capa quinta, este electrón que los distingue realmente afecta las propiedades
químicas de los actínidos en una escala muy menor; los electrones del orbital 5f no
se involucran el la formación de enlaces o uniones químicas con otros átomos.
Como es usual con los elementos de otros grupos, siempre existen excepciones a
estas generalidades, principalmente en los últimos miembros de la serie; pero para

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la mayoría de estos elementos, el concepto de una serie de actínidos muy similares
es una buena guía para predecir sus propiedades físicas y químicas.
Como todos los demás elementos cada actínido tiene su propio numero atómico,
igual al número de protones en el núcleo, asimismo los átomos de un elemento son
capaces de existir en diferentes formas isótopos, cada uno de los cuales tiene
diferente número de neutrones en el núcleo, y por lo tanto un diferente numero
másico. A pesar que los isótopos de un elemento son similares a este
químicamente, pueden tener diferentes estabilidades en relación a la
descomposición radiactiva, la cual es una propiedad del núcleo. Ningún elemento
más allá que el bismuto en la clasificación periódica (de una masa atómica mayor a
83) tiene algún isótopo estable; los isótopos radiactivos de cada elemento en la tabla
pueden ser preparados en el laboratorio. Los actínidos forman una serie inusual de
15 elementos los cuales no tienen isótopos estables; cada isótopo de un actínido se
descompone radiactivamente, y, como resultado, solo unos pocos elementos de
ellos, los más livianos, se encuentran en la naturaleza, algunos de estos son el torio
y el uranio. La vida media, o el preciso tiempo requerido para que la mitad de una
cantidad de un isótopo desaparezca por descomposición radioactiva, es la medida
de la estabilidad del isótopo. Los isótopos de los actínidos que se descomponen
naturalmente, tienen una prolongada vida media.
La química de estos elementos puede ser entendida más fácilmente en términos de
estructuras atómicas y sus efectos en la formación de enlaces químicos. Tres tipos
generales de enlaces pueden formar: iónicas, en la que los electrones de valencia
son cambiados del átomo menos al más electronegativo, produciendo cargas de
signo opuesto, que se encuentran atraídos por diferencia de carga; covalentes, en
las cuales un par de electrones es compartido con cada átomo; y metálicaen la cual
la disposición de los átomos permite a los electrones moverse por la estructura.
Estos átomos enlazados pueden ser representados de diversas formas: como
fórmula molecular, como fórmula estructural, como fórmula general, etc. En cada
caso el átomo es signado por el símbolo del elemento, seguido por una inscripción

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que indica el número actual del átomo en la estructura del enlace. Por ejemplo la
molécula de agua se encuentra formada por la combinación de dos átomos de
hidrogeno y uno de oxígeno, siendo la forma molecular H2O. El peróxido de
hidrogeno, con dos átomos de oxígeno y dos de hidrogeno tiene la siguiente formula
H2O2. En una formula general, se la encontraría representada por letras, este sería
el caso de la reacción del uranio con los halógenos, donde para MX, M es el uranio
(metal), y X representa al halógeno, ya sea flúor, cloro, bromo, etc.
No metales
Los no metales son elementos químicos que se definen por ser diametralmente
opuestos a los metales, estos elementos pierden las cualidades que caracterizan a
los metales y podemos mencionar los siguientes:
Argón, Astato, Azufre, Bromo, Carbono, Cloro, Criptón, Flúor, Fosforo, Helio,
Hidrogeno, Neón, Nitrógeno, Oxigeno, Radón, Selenio, Xenón, Yodo.
Los no metales pueden ser
desde gases hasta cloruros.
Distintivos y características
de los no metales:
Acidez.- Se caracterizan por su
acidez, pues la gran mayoría de
los óxidos de los no metales
forman algunas soluciones
ácidas.
Brillantez.- Por su naturaleza
los no metales tienen poca brillantez a diferencia de los metales.
Calor.- La transmisión de calor es más reducida en los no metales.

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Conductibilidad.- Los no metales no son buenos conductores Los no metales se
distinguen principalmente por no ser buenos conductores, aunque esto no quiere
decir que no puedan conducir.
Ductilidad.- Los no metales no tienen la capacidad de doblarse o estirarse, por lo
que no se pueden hacer láminas mediante deformaciones plásticas.
Gases.- Estos elementos en su gran mayoría son gases.
Propiedades químicas.- Entre las propiedades químicas de los no metales es
que en su última capa tienen desde 4 hasta 7 electrones y al ionizarse pueden
adquirir carga negativa y con el oxígeno forman oxidaciones no metálicas o
anhídridos
Semi conducción.- Estos elementos por su reducida o nula conducción son
utilizados como aislantes o como semiconductores dentro de los aparatos y
dispositivos.
Gases Nobles
Se les denomina como gases nobles o gases inertes a un grupo de gases que
poseen una baja reactividad; se nombran como “nobles” en analogía referente a
los metales nobles (oro, plata, etc.) que también presentan una baja reactividad.
Son un grupo de elementos químicos que poseen algunas características
similares, como ser monoatómicos en condiciones normales, inodoros, incoloros y
presentar una baja reactividad química. Estos gases son seis y son el helio (He),
neón (Ne), argón (Ar), Kriptón (Kr), xenón (Xe) y el radioactivo radón (Rn), y se
ubican en la extrema derecha de la tabla periódica de los elementos.
Característicasqueposeen los gases nobles
Son elementos gaseosos.- Se trata de un conjunto de seis elementos que se
presentan en su estado natural, bajo la forma de gases.

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Abundancia.- En el universo el Helio es uno de los elementos más abundantes,
siendo superado sólo por el hidrógeno. En cambio e la tierra es relativamente poco
abundante siendo tan sólo el tercero de los gases nobles en cuanto a cantidad en
la atmósfera terrestre. Otros gases nobles como el xenón, se encuentran en bajas
cantidades en la atmósfera terrestre, en cambio gases como el radón, por causa
de su poca “duración de existencia”, es escaso en el planeta.
Estabilidad.- Estos gases presentan estabilidad química, lo cual se debe a que
están eléctricamente completos y por lo mismo no pueden intercambiar electrones;
su estructura atómica cuenta con 8 electrones en sus capas orbitales externas, lo
que no permite la entrada demás electrones, por lo que no existen reacciones
químicas con otros elementos. Siendo esta cualidad de no reaccionar
químicamente, la razón por la que se les denomina como gases inertes o nobles,
como se dijo más arriba, por analogía con los metales nobles que también son
inertes. A este respecto se destaca que entre los gases nobles, el helio sí tiene
algunas reacciones con otros elementos.
Poseen puntos de fusión y ebullición bajos.- Son elementos que en
condiciones “normales” (temperaturas no muy altas o bajas, y presión atmosférica
normal), se presentan en forma gaseosa. Pero se pueden licuar a temperaturas
extremadamente frías y solidificar, excepto el helio, el cual si bien sí se puede
licuar a temperaturas muy bajas y presiones altas, no se puede solidificar. Esto se
debe a que estos elementos cuentan con enlaces moleculares débiles, por lo que
se dificulta su licuefacción y solidificación.
Poseen afinidad electrónica negativa.- Estos gases tienen una afinidad
electrónica negativa, esto se debe a que los elementos gaseosos pertenecientes a
este grupo, no pueden “aceptar” un electrón para formar aniones estables, por
estar “completos” en su estructura atómica, al contar con 8 electrones en sus
órbitas más externas.
Radioactividad.- Algunos de ellos como el radón, son elementos altamente
radioactivos, ya que este es producido durante la degradación del elemento Uranio
a otro, el Radio, teniendo un tiempo de “vida” corto de poco más de tres días,
(3.82 días).

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Los gases que se denominan como nobles son seis:
1. Argón.- El Argón su símbolo es (Ar) se usa dentro de lámparas
incandescentes por la cualidad de no reaccionar con el filamento aun
estando a altas temperaturas. Es usado en la industria para evitar ciertas
reacciones químicas.
2. Helio.- El Helio cuyo símbolo es (He) no es flamable a diferencia de otro
gas liviano como el Hidrógeno; cualidad por la cual se emplea como gas
para rellenar globos, como lo son los globos aerostáticos de turismo, o los
dirigibles o zepelines.
3. Neón.- El Neón cuyo símbolo es (Ne) este gas al ser estimulado por
corriente eléctrica produce luz de tonalidades rojo-anaranjado, por lo cual
es muy usado en anuncios publicitarios.
4. Radón.- El gas Radón (Rn), es generado durante la degradación
radioactiva del uranio a radio, teniendo una vida corta, razón por la cual no
tiene aplicaciones prácticas.
5. Kriptón.- El Kriptón, símbolo (Kr), es usado en diferentes lámparas como
las de los proyectores cinematográficos y otras, así como en algunos
láseres quirúrgicos.
6. Xenón.- El gas Xenón (Xe), es utilizado por ejemplo en los flashes de
cámaras fotográficas, láseres y tubos fluorescentes, gracias a sus
cualidades lumínicas al ser traspasado por corrientes eléctricas.
Grupo IVA
Propiedades: 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.

24
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.

25
2. Silicio: Es un metaloide de numero 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,
poli cristal 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.

26
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.

27
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.

28
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 o pacificante.
En alta la proporción del porcentaje es más alto que en baja temperatura.
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 asida 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 posean un exoesqueleto. El litargirio
(óxido de plomo) se emplea mucho para mejorar las propiedades magnéticas de los
imanes de cerámica de ferrita de bario.

29
Grupo IVB
El grupo IVB del Sistema Periódico está formado por los siguientes elementos:
titanio, circonio, hafnio y rutherfordio.
Estos metales son bastante reactivos (sobre todo cuando están en forma de
esponja porosa, de gran superficie específica, son pirofóricos; esto es, al
exponerse a la acción del aire se vuelven rojos e inflaman espontáneamente). Al
estar compactos son pasivos, casi inatacables por cualquier agente atmosférico.
Este grupo al presentar 2 electrones s de la última capa y 2 d de la penúltima
capa, es decir, 4 electrones de valencia; muestran propiedades similares a las del
grupo 3, exceptuando el número de oxidación que es +4. Otros estados de
oxidación que presentan estos elementos son +3 y +2, sin embargo la estabilidad
de los compuestos con estos estados de oxidación disminuye al bajar en el grupo.
 Son sólidos a temperatura ambiente
 Son de color plateado y poseen brillo metálico
 Conducen calor y electricidad
 Presentan altos puntos de fusión y de ebullición
 Predomina el estado de oxidación +4.

30
 Son bastante reactivos. La reactividad aumenta a medida que se desciende en
el grupo.
 Forman compuestos de coordinación, esto debido a su facilidad para formar
enlaces covalentes con la participación de electrones d y por su tendencia a
reaccionar químicamente en diferentes estado de oxidación estables y a cambiar
con relativa facilidad de unos estados de oxidación a otros.
Usos y aplicaciones de los elementos del grupo 4
Titanio.
El titanio es utilizado principalmente en aleaciones para la fabricación de aviones,
helicópteros, blindaje, buques de guerra, naves espaciales y misiles. Esto debido a
que estas aleaciones son bastante fuertes y resistentes a la corrosión.
El compuesto más abundante de titanio es el dióxido de titanio, el cual podemos
encontrar en la pasta dental, pintura, papel y en algunos plásticos. De igual manera,
el cemento y las piedras preciosas contienen óxido de titanio.
Es común el uso de dióxido de titanio para
fabricar cañas de pescar y palos golf
proporcionándoles dureza y resistencia.
El titanio también es utilizado en la
fabricación de intercambiadores de
calor en las plantas de desalinización (que
convierten el agua de mar en agua potable),
ya que es resistente a la corrosión en agua
de mar.

31
El titanio es perfecto para la fabricación de piercing corporales, esto debido que se
puede pintar cómodamente y es inerte, es decir, no reacciona con otros elementos.
El titanio al ser un material fuerte, resistente y ligero es usado para la fabricación de
armas de fuego, edificios y hasta el cuerpo de los ordenadores portátiles o laptop.
En el mundo del deporte también es ampliamente usado para la elaboración de las
parrillas de casco de fútbol americano, raquetas de tenis, cascos de cricket y
cuadros de bicicletas, entre otros.
En medicina, es utilizado para la fabricación de instrumentos quirúrgicos, las sillas
de ruedas, las muletas, implantes dentales, bolas de la cadera y reemplazos
articulares, entre otros.
Circonio.
La principal utilidad que presenta el circonio es en la obtención de energía nuclear.
El 90% del circonio que se emplea en las actividades humanas se usa en el
recubrimiento de reactores nucleares.
El óxido impuro de circonio se utiliza en la elaboración de equipos de laboratorio,
hornos metalúrgicos y materiales refractarios en vidrio. También se usa en la
fabricación de tubos de vacío, aparatos quirúrgicos, en aleaciones y como aditivo.

32
Sin embargo, su utilidad más importante es como piedra preciosa, esto debido a
que presenta un alto índice de refracción y atractivo visual, lo que lo hace abundante
en el mundo de la joyería.
Hafnio.
Este elemento se emplea en la elaboración de filamentos eléctricos en aleación con
wolframio y tántalo.
También se emplea, junto al circonio como material estructural en las plantas
nucleares de energía, debido a su alta resistencia a altas temperaturas.
De igual manera, se emplean en la elaboración de barras de control para reactores
nucleares, ya que tiene la capacidad de absorber neutrones.
Rutherfordio.
El rutherfordio es un elemento químico artificial de origen sintético y que se identifica
por su alta radiactividad, conociéndose muy poco
sobre sus propiedades. Por tal razón, no posee utilidad
comercial. Su uso más común es en la investigación
científica.

33
Grupo VB
La familia del vanadio pertenece a los metales de transición y está conformado
por los elementos: vanadio (V), niobio (Nb), tantalio (Ta) y dubnio (Db).
Este grupo posee en sus niveles electrónicos más externos cinco electrones de
valencia, es decir, 2 electrones s de la última capa y 3 electrones d en la penúltima.
La estabilidad del estado de oxidación +5, el cual es el predominante en el grupo,
va en aumento a medida que también aumenta el número atómico en
combinaciones del tipo ácido.

34
 Predomina el estado de oxidación +4.
 Son bastante reactivos. La reactividad de estos elementos aumenta a medida
que se desciende en el grupo.
 Son poco nobles, aunque al estar recubiertos por una capa superficial de óxido
provoca una inercia química que es superada a altas temperaturas.
 Sólo producen complejos solubles con ácido fluorhídrico (HF).
 La fusión de sus óxidos con hidróxidos alcalinos origina vanadatos, niobatos y
tantalatos.

35
Vanadio.
El principal uso de este metal de transición es en aleaciones como las de Vanadio-
Níquel y Vanadio-Cromo, esto debido a que proporciona dureza y resistencia a la
tensión. El acero originado por al aleación Vanadio-Cromo es ideal para la
construcción de muelles, engranajes de transmisión y otras piezas de motores. Por
su parte, el acero que surge de la aleación Vanadio-Titanio, es utilizado en los
cascos de cohetes, alojamientos de los motores de aviones reactores y para los
componentes de los reactores nucleares.
Este metal también es usado como catalizador en la elaboración de ácido sulfúrico
(H2SO4), llegando a sustituir al platino.
Es usado como agente reductor y como agente oxidante para la elaboración de
ácido maleico.
El vanadio se utiliza para originar un imán de superconductividad con un campo de
175,000 gauss.
Niobio.
El niobio es usado ampliamente en la aleación con el acero inoxidable, debido a que
suministra mayor resistencia a la corrosión, especialmente a altas temperaturas.
El niobio en estado puro posee propiedades adecuados para ser usado como
material de construcción para plantas de energía nuclear.
Este metal a estar aleado con el estaño, titanio o circonio, se emplea en la
elaboración de súper-conductores y es un componente primordial en muchas súper-
aleaciones.
Otro uso bastante popular e importante, es en la joyería.

36
El niobio viene en una multitud de colores, sin utilizar tintes, lo
que lo hace ideal para diseñadores de joyas.
Tantalio.
El tantalio al igual que los otros elementos que conforman este grupo, es usado
principalmente en aleaciones ya que posee una gran resistencia a la corrosión, una
gran ductilidad y un alto punto de fusión.
Este metal se emplea como filamento para evaporar metales como el aluminio; y en
la elaboración de condensadores electrolíticos y piezas del horno de vacío.
El tantalio es usado como pieza de los equipamientos electrónicos de uso cotidiano
como: teléfonos móviles, cámaras, relojes finos, entre otros.
Al ser muy versátil es usado ampliamente en las fuerzas militares, como armaduras
de vehículos, explosivos y fabricación de misiles.
Al ser totalmente inerte en presencia de los líquidos corporales, el tantalio resulta
de lo más útil, en la medicina, para la elaboración de prótesis humanas.
Dubnio.

37
Al igual que muchos elementos radiactivos y sintéticos, al producirse en pequeñas
cantidades, no poseen uso comercial. Por lo tanto, es empleado en la investigación
científica.
Grupo VI
El grupo seis de la tabla periódica también es denominado como la familia del
cromo, ya que los elementos que lo conforman poseen comportamientos
representativos del elemento principal. En este caso es el cromo.
El grupo 6 está conformado por: Cromo (Cr), Molibdeno (Mo), Wolframio o
Tungsteno (W) y Seaborgio (Sg).
Estos metales de transición presentan 6 electrones de valencia: 2 electrones s de
la última capa y 4 electrones d de la penúltima. El estado de oxidación máximo que
pueden alcanzar es el +6 y la estabilidad de este estado aumentan con el número

38
atómico y decrece (a números de oxidación más pequeños, a medida que decrece
el número atómico.
Al igual que con los grupos que estudiamos anteriormente, la similitud entre el
molibdeno y wolframio es mayor que con el elemento principal (cromo).
Propiedades Físicas
 Predomina el estado de oxidación +6
 Son muy resistentes a la corrosión.
el grupo.

39
Cromo.
El cromo es usado primordialmente en aleaciones con otros metales como hierro,
níquel o cobalto, ya que permite elevar la dureza, tenacidad y resistencia a la
corrosión. Un ejemplo de este tipo de aleaciones es la del acero inoxidable, donde
el cromo constituye el 10% o más de la composición final.
Otra aleación importante del cromo es la de Cromo-Cobalto-Wolframio, que por su
alta dureza es usado para la fabricación de herramientas de corte.
Por su parte, la cromita es usada como material refractario ya que posee un alto
punto de fusión, una pequeña dilatación térmica y por la estabilidad que presenta
su estructura cristalina.
Las sales de cromo son bastante coloreadas por lo cual se utilizan para pintar el
vidrio, el cuero y también como catalizadores.
El óxido de cromo (CrO2) se utiliza para la elaboración de cintas magnéticas.
El cromo ha sido usado desde hace mucho tiempo en la industria automovilística ya
que suministra un acabado brillante, duro y resistente. No obstante ya ha sido
suplantado por los plásticos.

40
Molibdeno.
Este metal de transición es utilizado principalmente en aleaciones, entre la que
destacan los aceros más duros y resistentes. Para la elaboración de acero
inoxidable es usado una proporción de aproximadamente 6% de molibdeno. Esta
aleación es muy buena ya que soporta altas temperaturas y presiones siendo muy
resistente, por lo que se emplea en la construcción, en la elaboración de piezas de
aviones y coches.
El molibdeno también es empleado para obtener una súper-aleación a través del
níquel, catalizadores que se utilizan en la eliminación de azufre en la industria
petrolera.
El disulfuro de molibdeno es usado en el proceso industrial de los lubricantes, ya
que es resistente a altas temperaturas, reduce el deterioro y la fricción de las piezas
de los motores (como ocurre en los frenos de los coches). También es utilizado en
la preparación de pigmentos para plásticos, pinturas y compuestos de caucho y para
elaborar conductores eléctricos.
Este metal es usado ampliamente en la industria aeroespacial, automotriz, para
fabricar herramientas quirúrgicas, fabricación de ampolletas o filamentos, pantallas
de LCD, tratamiento de aguas y en la aplicación de rayos láser.

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Wolframio.
El wolframio al igual que los metales anteriores, es usado principalmente
en aleaciones para la elaboración de filamentos, lámparas eléctricas, tubos para
televisión y dispositivos electrónicos todo tipo.
En la actualidad, se empezó a utilizar en los vibradores de los móviles, en las pesas
para los aparejos de pesca, bolas de los bolígrafos y las puntas de los dardos
profesionales.
El wolframio es usado para fabricar lámparas eléctricas
De igual manera, el wolframio o tungsteno es usado en puntos de contacto eléctrico,
distribuidores de vehículos, dispositivos de rayos X, bobinas y en una variedad de
elementos de calefacción para hornos eléctricos.
Seaborgio.
Al igual que muchos elementos radiactivos y sintéticos, al producirse en pequeñas
cantidades, no poseen uso comercial. Por lo tanto, es empleado en la investigación
científica.

42
Grupo VII
El grupo 7 de la tabla periódica pertenece a los metales de transición y es
nombrado también como la familia del manganeso, ya que los elementos que lo
conforman poseen comportamientos representativos del elemento principal. En este
caso es el manganeso.
El grupo 7 está conformado por: Manganeso (Mn),
Tecnecio (Tc), Renio (Re) y Bohrio (Bh).
Elemento químico Manganeso
Estos metales presentan 7 electrones de valencia: 2 electrones
s de la última capa y 5 electrones d de la penúltima. El estado
de oxidación máximo que pueden alcanzar es el +7 y la
estabilidad de este estado aumenta con el número atómico y
decrece (a números de oxidación más pequeños, a medida que decrece el número
atómico.
Aunque en menor medida, al igual que con los grupos que estudiamos
anteriormente, la similitud entre el tecnecio y renio es mayor que con el elemento
principal (manganeso).

43
 Predomina el estado de oxidación +7
 El tecnecio y le renio no poseen isotopos estables.
 Son atacados lentamente por el oxígeno a temperatura ambiente, pero
rápidamente a temperaturas elevadas.
el grupo.

44
Manganeso.
El manganeso es utilizado ampliamente en aleación con el hierro originando una
aleación llamada ferromanganeso, que posee una gran dureza y se usa para
elaborar aceros especiales. Por ejemplo, las cajas fuertes las realizan con este
acero que tiene aproximadamente un 12% de manganeso.
El manganeso en estado puro, y en cantidades pequeñas se usa como antioxidante.
El manganeso también se emplea en otro tipo de aleaciones para obtener bronce.
El bronce al manganeso (Manganeso, Cobre, Estaño y Zinc) es usado para fabricar
las hélices de los barcos y torpedos, ya que este material es resistente a la corrosión
por el agua de mar.
Por su parte, la manganina que es una aleación (Cobre, Manganeso y Níquel) es
ampliamente empleada para elaborar resistencias eléctricas y cables para medidas
eléctricas precisas debido a que poseen una excelente conductividad eléctrica la
cual no varía perceptiblemente con la temperatura. El aluminio cuando esta aleado
con este material, presentan mejores propiedades.
Dentro de los compuestos del manganeso que son muy utilizados en la cotidianidad
tenemos los siguientes:
El sulfato de manganeso (MnSO4): Este compuesto es un sólido cristalino rosado,
que se adquiere por la acción del ácido sulfúrico (H2SO4) sobre el dióxido de
manganeso (MnO2) y se emplea para colorear el algodón.
Los cristales de color morado oscuro de permanganatosde sodio y de potasio
(NaMnO4 y KMnO4) originados por la oxidación de sales ácidas de manganeso, son
usados abundantemente como oxidantes y desinfectantes.
El compuesto más conocido de manganeso es el dióxido de manganeso
(MnO2) el cual se presenta como pirolusita y se obtiene artificialmente calentando

45
nitrato de manganeso. Este compuesto se emplea en la elaboración de pilas secas,
en pinturas, barnices, para teñir vidrio y cerámicas, para preparar cloro y yodo.
Tecnecio
Este elemento se emplea principalmente como inhibidor de la corrosión para el
acero. De igual manera, es muy eficaz como súper- conductor.
En la medicina nuclear y la química es usado el tecnecio en las técnicas
escintigráficas como trazador por su corto período y su habilidad para fijarse en los
tejidos.
Renio
El renio es un elemento bastante resistente a la corrosión, por lo cual es usado
ampliamente como material de contacto eléctrico.

46
Otro uso importante es en la aleación Renio-Wolframio, para la elaboración de
termopares, varillas de soldadura, imanes criogénicos, filamentos eléctricos y de
flashes fotográficos.
Se emplea, también como aditivo metálico y catalizador.
Bohrio
El bohrio no posee uso comercial y tampoco es utilizado por los científicos para sus
investigaciones.
Conclusión Videos
La química es esencial en el diario vivir pues en cada situación se encuentran los
elementos distribuidos y por ello es importante conocer lo que se ve, se utiliza y se
mantiene, para aplicar los elementos y las leyes de tal manera que beneficien al
ser humano es primordial estudiar la “química base” de manera que sea sencillo
manejar los conocimientos previos y se lleven a la práctica. Los elementos hacen
parte de cosas tan sencillas y a la vez tan complejas que merecen ser conocidas y
estudiadas.
Halógenos
Definiciónde Halógeno
Los Halógenos son un grupo de elementos conocido como Grupo VIIA o Grupo

47
17 en la Tabla Periódica de los Elementos.
Etimológicamente la palabra "halógeno" proviene del griego "formador de sales" en
referencia a la facilidad que tienen estos elementos para unirse con el sodio (Na) y
formar sales como el cloruro de sodio (NaCl).
Ejemplos de Halógenos:
El Grupo de los Halógenos está formado por los siguientes elementos:
 Flúor (F)
 Cloro (Cl)
 Bromo (Br)
 Iodo (I)
 Astato (At)
 Unumseptio (Uus)
Propiedades de los Halógenos
 Poseen la configuración
electrónica s2p5:
Flúor: [He]2s2p5
Cloro: [Ne]3s2p5
Bromo: [Ar]3d104s2p5
Iodo: [Kr]4d105s2p5
 Todos los elementos del Grupo de
los Halógenos poseen al menos la
valencia -1

48
 Se pueden combinar con los metales para formar Halogenuros o Haluros:
Fluoruros: LiF, BF3 ,OF2 ,SF6...
Cloruros: NaCl, LiCl, CuCl2, Hg2Cl2, AgCl, FeCl3...
Bromuros: CH3Br, CsBr, SBr2, KBr, NaBr, MgBr2, CBr4,...
Yoduros: CsI, KI, NaI, NI3...
 Reaccionan fácilmente con los Hidrocarburos para dar lugar a los Halogenuros
de Alguilo:
CH3Br Bromometano
CH3-(C=O)-Cl Cloruro de etanolio
CHI3
 Los Halógenos presentan energías de ionización muy altos
 Debido a la alta afinidad electrónica que poseen, tienen una fuerte tendencia a
ganar el electrón que les falta para completar su configuración electrónica.
 Forman consigo mismos compuestos diatómicos
 Los Halógenos son elementos fuertemente oxidantes, siendo el Flúor el de
mayor carácter.
 Son no metálicos aunque sus propiedades pueden llegar a tener algún carácter
metálico.
 El Flúor y el Cloro son gases, el Bromo es líquido y el Iodo es sólido.
 Son tóxicos y tienen un olor característico.
 Los Halógenos son poco abundantes en la naturaleza
Grupo VA
“Los nitrogenoides”
Los Nitrogenoides o Nitrogenoideos son un grupo de elementos conocido
como Grupo VA, Grupo 15 o Grupo del Nitrógeno en la Tabla Periódica de los
Elementos.
Ejemplos de Nitrogenoides:
El Grupo de los Nitrogenoides o Grupo del Nitrógeno está formado por los
siguientes elementos:

49
 Nitrógeno
 Fósforo
 Arsénico
 Antimonio
 Bismuto
 Unumpentio
Propiedades de los Nitrogenoides:
 Poseen la siguiente estructura
electrónica en la última capa:
N: 2 s² 2 p³
P: 3 s² 3 p³
As: 4 s² 4 p³
Sb: 5 s² 5 p³
Bi: 6 s² 6 p³
 Son muy reactivos a alta temperatura
 Todos poseen al menos el estado de oxidación -3 debido a la facilidad que tienen
de ganar o compartir 3 electrones para alcanzar la configuración del gas
noble correspondiente
 También poseen el estado de oxidación + 5 de manera que tienen facilidad para
perder 5 electrones y quedarse con la configuración de gas noble del periodo anterior
 En este grupo se acentúa la tendencia de las propiedades no metálicas.
 Tienen tendencia a la polimorfia, es decir, existen variedades alotrópicas con
propiedades físico-químicas muy diferentes:
Fósforo blanco, rojo, negro violeta
Arsénico gris, amarillo...
Antimonio gris, amarillo...
Grupo VI A
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.

50
Grupo del Oxigeno
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-.

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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.

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