1) El documento describe los grupos 4a, 5a, 6a y 7a de la tabla periódica, centrándose en los halógenos del grupo 7a. 2) Los halógenos son elementos no metálicos que forman iones mononegativos y tienen una alta electronegatividad. 3) Los halógenos forman compuestos como los haluros de hidrógeno, haluros metálicos e interhalógenos.

1. GRUPOS DE LA TABLA PERIODICO
PROFESORA: DIANA FERNANDA JARAMILLO
NOMBRE: NATALIA GONZALEZ DELGADO
INSTITUCION EDUCATIVA EXALUMNAS DE LA PRESENTACION
QUIMICA
11-3
2018

2. GRUPOS DE LA TABLA PERIODICA
INTRODUCCION:
A continuación se presentara un cuadro teórico en el cual puede observar los
grupos de la tabla periódica 4ª, 5ª, 6ª, 7ª, los elementos que los conforman, sus
números atómicos etc.
OBJETIVOS:
-Tener claros cuales son los grupos de la tabla periódica, que elementos los
conforman y su uso en la vida diaria y en operaciones químicas.
GRUPO 7ª HALOGENOS
Los halógenos son los 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) .
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 conocen como haluros.
Poseen una 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 característica al bajar en el grupo), y el

3. flúor es capaz de llevar a la mayor parte de los elementos al mayor estado de
oxidación.
Muchos compuestos orgánicos sintéticos, y algunos naturales,y que contienen
halógenos; a estos compuestos se les llama compuestos halogenados.
La hormona tiroidea contiene átomos de yodo. Los cloruros tienen un papel
importante en el funcionamiento del cerebro mediante la acción del
neurotransmisor inhibidor de la transmisión GABA (ácido gamma-amino butírico)
Los elementos halógenos son aquellos que ocupan el grupo 17 del Sistema
Periódico. Las formas moleculares de los halógenos (diatómicas) F, Cl, Br, I y At,
son elementos volátiles, cuyo color se intensifica al aumentar el número atómico.
Propiedades generales del grupo VIIA:
-Los elementos del grupo VIIA también llamados halógenos por ser todos
formadores de sales. Tienen siete electrones en el último nivel y son todos no
metales.
-Tienen las energías de ionización más elevadas y en consecuencia son los
elementos más electronegativos.
-Reaccionan fácilmente con los metales formando sales, rara vez están libres en la
naturaleza, todos son gaseosos a temperatura ambiente menos el bromo que es
líquido en condiciones ambientales normales.
-Su característica química más fundamental es su capacidad oxidante porque
arrebatan electrones de carga y moléculas negativas a otros elementos para
formar aniones.
Nombres y símbolos de cada elemento
del grupo:
F: Flúor.
Cl: Cloro.
Br: Bromo.
I: Yodo.
At: Astato.

4. Propiedades físicas y químicas de los
elementos más importantes del grupo
VIIA:
Flúor (F): Sus derivados tienen mucho uso industrial. Entre ellos se destaca el
freón utilizado como congelante y la resina teflón. Se agregan además fluoruros al
agua potable y detríficos para prevenir las caries.
Número atómico 9
Valencia -1
Estado de oxidación -1
Electronegatividad 4,0
Radio covalente (Å) 0,72
Radio iónico (Å) 1,36
Radio atómico (Å) -
Configuración electrónica 1s2
2s2
2p5
Primer potencial de ionización (eV) 17,54
Masa atómica (g/mol) 18,9984
Densidad (g/ml) 1,11
Punto de ebullición (ºC) -188,2
Punto de fusión (ºC) -219,6
Descubridor
Moissan en
1886
Cloro(Cl): Sus propiedades blanqueadoras lo hacen muy útil en las papeleras
e industrias textiles. Como desinfectante se agrega al agua en el proceso de
potabilización y a las piscinas.Otros usos son las industrias de colorantes y
la elaboración de ciertas medicinas.
Número atómico 17
Valencia +1,-1,3,5,7
Estado de oxidación -1
Electronegatividad 3.0
Radio covalente (Å) 0,99
Radio iónico (Å) 1,81
Radio atómico (Å) -
Configuración electrónica [Ne]3s2
3p5
Primer potencial de
ionización (eV)
13,01
Masa atómica (g/mol) 35,453

5. Densidad (g/ml) 1,56
Punto de ebullición (ºC) -34,7
Punto de fusión (ºC) -101,0
Descubridor
Carl Wilhelm
Scheele en 1774
Bromo(Br): Los bromuros como sedantes. El bromuro de plata en las
placas fotográficas.
Número atómico 35
Valencia +1,-1,3,5,7
Estado de oxidación -1
Electronegatividad 2,8
Radio covalente (Å) 1,14
Radio iónico (Å) 1,95
Radio atómico (Å) -
Configuración electrónica [Ar]3d10
4s2
4p5
Primer potencial
de ionización (eV)
11,91
Masa atómica (g/mol) 79,909
Densidad (g/ml) 3,12
Punto de ebullición (ºC) 58
Punto de fusión (ºC) -7,2
Descubridor
Anthoine Balard en
1826
Yodo(Y): Es esencial en el cuerpo humano para el adecuado funcionamiento
de la tiroides por eso se suele agregar a la sal de mesa. También se emplea
como antiséptico.
Número atómico 53
Valencia +1,-1,3,5,7
Estado de oxidación -1
Electronegatividad 2,5
Radio covalente (Å) 1,33
Radio iónico (Å) 2,16
Radio atómico (Å) -
Configuración electrónica [Kr]4d10
5s2
5p5
Primer potencial de ionización (eV) 10,51
Masa atómica (g/mol) 126,904
Densidad (g/ml) 4,94
Punto de ebullición (ºC) 183

6. Características:
Los halógenos muestran tendencias en su energía de enlace de arriba abajo en la
tabla periódica con fluoruro mostrando una desviación mínima. Muestran tener una
energía de enlace fuerte con otros átomos pero interacciones débiles con la
molécula diatómica de F2. Lo cual significa que a medida en que se desciende en
la tabla periódica la reactividad del elemento disminuye por el aumento en el
tamaño del átomo.1
Los halógenos son altamente reactivos, por lo que pueden ser dañinos para
organismos biológicos en suficientes cantidades. Su alta reactividad se debe a la
alta electronegatividad que sus átomos presentan por sus cargas nucleares
altamente efectivas. Los halógenos tienen 7 electrones de valencia en su capa de
energía externa por lo que al reaccionar con otro elemento satisfacen la regla del
octeto. Fluoruro es el más reactivo de los elementos, ataca a materiales inertes
como el vidrio y forma compuestos con los gases nobles inertes. Es un gas
corrosivo y altamente tóxico.
Compuestos:
Los halógenos forman moléculas diatómicas homonucleares (no comprobado con
ástato). Debido a sus fuerzas intermoleculares relativamente débiles el cloro y el
fluór forman parte del grupo de “gases elementales”.
Entre los compuestos formados por halógenos se encuentran los haluros de
hidrógeno, haluros metálicos, interhalógenos.
Haluros de hidrógeno:
Todos los haluros de hidrógeno, HX, son gases a 298K y tienen un olor ácido
intenso. La combinación directa de H2 y X2 para formar HX solo puede utilizarse en
la síntesis de cloruro y bromuro. El fluoruro de hidrógeno se prepara tratando los
fluoruros adecuados con H2SO4 concentrado y las reacciones análogas preparan
HCl. Las reacciones análogas con bromuros y yoduros tienen como resultado la
Punto de fusión (ºC) 113,7
Descubridor Bernard Courtois en 1811

7. oxidación parcial de HBr o HI a Br2 o I2 y así la síntesis tiene lugar con
PX3 preparado in situ.
Haluros metálicos:
Todos los haluros de metales alcalino tienen estructura NaCl o CsCl y su
formación puede considerarse en términos del ciclo de Born- Haber. La reacción
del sodio con cloruro es:
2Na + Cl2 → 2NaCl
Interhalógeno:
Un interhalógeno es un compuesto que contiene dos o más átomos de halógenos
diferentes (flúor, cloro, bromo, yodo o ástato).
La mayoría de los interhalógenos conocidos son binarios (compuestos de dos
elementos distintos). Su fórmula general es XYn, donde n = 1, 3, 5 ó 7, y X es el
halógeno menos electronegativo. Todos ellos son propensos a la hidrólisis, y se
ionizan para dar lugar a iones polihalogenados.
No hay compuestos interhalogenados que contengan tres o más halógenos
diferentes que sean definitivamente conocidos,3
aunque algunos libros reclaman
que IFCl2 y IF2Cl han sido sintetizados y estudios teóricos indican que algunos
compuestos en la serie BrClFn son apenas estables.
Tipos de interhalógenos
Interhalógenos diatómicos:
Los interhalógenos de la forma XY tiene propiedades físicas intermedias entre los
dos halógenos que los componen. El enlace covalente entre los dos átomos tiene

8. algo de carácter iónico. El halógeno menos electronegativo, X, está siendo
oxidado y tiene una carga parcial positiva. Todas las combinaciones de fluór, cloro,
bromo y yodo que tiene la fórmula general mencionada arriba son conocidos, pero
no todos son estables. Algunas combinaciones de ástato con otros halógenos ni
siquiera son conocidas y las que lo son, son altamente inestables.
 Monofluoruro de cloro (CIF) es el compuesto interhalógenado más ligero. CIF
es un gas incoloro con un punto de ebullición normal de -100ºC.
 Monofluoruro de bromo (BrF) no ha sido obtenido como un compuesto puro, se
disocia en trifluoruro y bromo libre. Se sintetiza de acuerdo a la siguiente
reacción Br2(l) + F2(g) → 2BrF(g)
 Monofluoruro de yodo (IF) es inestable y se descompone a 0ºC, se
desproporciona en yodo elemental y pentafluoruro de yodo.
 Monocloruro de bromo (BrCl) es un gas rojo-café con un punto de ebullición de
5ºC.
 Monocloruro de yodo (ICl) existe como cristales rojos transparentes que se
derriten a 27.2ºC para formar un líquido café (similar en apariencia y peso la
bromo). Reacciona con HCl para formar un ácido fuerte HICl2. La estructura
cristalina de ICl consiste en cadenas fruncidas en zigzag, con fuertes
interacciones entre ellas.
 Monocloruro de ástato (AtCl) está hecho por la combinación directa de ástato
en fase gaseosa con cloro o por la adición sucesiva de ástato del ion dicromato
a una solución de ácida de cloruro.
 Monobromuro de yodo (IBr) es sintetizado por la combinación directa de los
elementos para formar cristales sólidos rojos oscuro. Se derrite a 42ºC y ebulle
a 116ºC para formar un vapor parcialmente disociado.
 Monobromuro de ástato (AtBr) se obtiene por la combinación directa de ástato
con vapor de bromo o con una solución acuosa de monobromuro de yodo.
 Monoyoduro de ástato (AtI) es sintetizado por la combinación directa de ástato
y yodo. Es el compuesto interhalógeno conocido más pesado.
El fluoruro de ástato no ha sido descubierto aún. Su ausencia se ha atribuido a la
reactividad extrema de estos compuestos, incluyendo la reacción de fluór
inicialmente formado en las paredes de un contenedor de vidrio para formar un
producto no volátil. Aunque se piensa que la síntesis del compuesto es posible,
puede requerir un solvente líquido de fluór.
Intehalógenos tetraatómicos:
Trifluoruro de cloro es un gas incoloro que se condensa a un líquido verde y en
sólido es blanco. Se obtiene al reaccionar cloro con un exceso de flúor a 250ºC en
un tubo de níquel. Reacciona más violentamente que el flúor y es explosivo. La
molécula es plana y en forma de T. Se utiliza para manufacturar hexafluoruro de
uranio.

9.  Trifluoruro de bromo (BrF3) es un líquido amarillo-verde que conduce
electricidad. Se ioniza para formar [BrF2]+
+ [BrF4]−
.
 Trifluoruro de yodo (IF3) es un sólido amarillo que se descompone arriba de -
28ºC. Se puede sintetizar a partir de sus elementos, pero se debe tener
cuidado para prevenir la formación de IF5. F2 ataca al I2 para formar IF3 a −45
°C en CCl3F. A bajas temperaturas la reacción I2 + 3XeF2 → 2IF3 + 3Xe se
puede utilizar. Es un compuesto muy inestable.
 Tricloruro de yodo (ICl3) forma cristales amarillo limón que se derriten bajo
presión a un líquido café. Se puede obtener de sus elementos a bajas
temperaturas, o de pentóxido de yodo y cloruro de hidrógeno. Reacciona con
varios metales para formar tetracloroyoduros y se hidroliza en agua. La
molécula es un dímero plano (ICl3)2, con cada yodo alrededor de los cuatro
cloros.
Interhalógenos hexaatómicos:
Pentafluoruro de cloro (ClF5) es un gas incoloro, hecho al reaccionar trifluoruro de
cloro con flúor a altas temperaturas y presiones. Reacciona violentamente con
agua, con la mayoría de los metales y con los no metales.
 Pentafluoruro de bromo (BrF5) es un líquido incoloro sintetizado al reaccionar
trifluroruo de bromo con gluor a 200ºC. Es físicamente estable pero reacciona
violentamente con agua, con la mayoría de los metales y con los no metales.
 Pentafluoruro de yodo (IF5) es un líquido sintetizado al reaccionar pentóxido de
yodo con flúor o yodo con plata (II). Es altamente reactivo, reacciona con
elementos, óxidos y haluros de carbono. La molécula tiene una forma de
pirámide tetragonal.
 Pentabromuro de yodo (Ibr5) si existe (hay controversia en este punto),11
es un
líquido rojo-café oscuro o un sólido café-amarillo incoloro, hecho al reaccionar
yodo con bromo a 60ºC. En su estado líquido las mayoría de sus propiedades
son parecidas al bromo, en cualquier estado, es muy tóxico. Es inestable al
calentarlo arriba del punto de ebullición del bromo.
Interhalógenos octaatómicos:
Heptafluoruro de yodo (IF7) es un gas incoloro y un fuerte agente fluorizante. Es
sintetizado al reaccionar pentafluoruro de yodo con flúor gaseoso. La molécula es
una pirámide pentagonal. Este compuesto es el único interhalógeno conocido en
donde el átomo más grande se enlaza con siete átomos de menor tamaño.
Todos los intentos para sintetizar pentafluoruro de bromo han fallado, en lugar, se
produce pentafluoruro de bromo y flúor en estado gaseoso.

10. Aplicaciones en general mas importantes de los halógenos:
Aparte de las ya citadas lámparas halógenas, existen muchas otras aplicaciones
de los halógenos.
Los derivados del flúor tienen una notable importancia en el ámbito de la industria.
Entre ellos destacan los hidrocarburos fluorados, como el anticongelante freón y la
resina teflón, lubricante de notables propiedades mecánicas.
El cloro encuentra su principal aplicación como agente de blanqueo en las
industrias papelera y textil. Así mismo, se emplea en la esterilización del agua
potable y de las piscinas, y en las industrias de colorantes, medicamentos y
desinfectantes.
Los bromuros actúan médicamente como sedantes, y el bromuro de plata se
utiliza como un elemento fundamental en las placas fotográficas. El yodo, cuya
presencia en el organismo humano resulta esencial y cuyo defecto produce bocio,
se emplea como antiséptico en caso de heridas y quemaduras.
Moléculas halógenas diatómicas
Halógeno Molécula Estructura Modelo
d(X−X) / pm
(fase gaseosa)
d(X−X) / pm
(fase sólida)
Flúor F2 143 149
Cloro Cl2 199 198
Bromo Br2 224 227
Yodo I2 266 272

11. Toxidad:
Los Halógenos tienden a disminuir en toxicidad hacia los halógenos más pesados.
El gas de fluór es extremadamente tóxico, en concentraciones de 0.1% es letal en
minutos. El ácido hidrofluorhidrico también es tóxico, es capaz de penetrar la piel y
causar quemaduras muy profundas y dolorosas. Además los aniones de fluoruro
son tóxicos sin llegar a la toxicidad del fluór puro, el cual es letal alrededor de 5 a
10 gramos.
el gas de cloro es altamente tóxico. Al inhalarlo a concentraciones de 3 partes por
millón ocurre una reacción tóxica de forma inmediata. Inhalarlo a 50 partes por
millón es extremadamente peligroso y si se llega a inhalar a concentraciones de
500 partes por millón por tan solo unos cuantos minutos es letal. El ácido
clorhídrico es un químico peligroso.17
El bromo puro es algo tóxico pero menos que el fluór y el cloro. Cien miligramos
de bromo son letales . Los aniones de bromo son letales, pero menos que el
bromo el cual es letal en dosis de 30 gramos.
El yodo es relativamente tóxico, es capaz de irritar a los ojos y pulmones, con un
límite de seguridad de 1 miligramo por metro cúbico. Cuando es ingerido de
manera oral 3 gramos pueden ser letales. Sus iones son mayormente no tóxicos,
pero pueden llegar a causar muerte al ser ingeridos en grandes cantidades
GRUPO 6ª O GRUPO DEL OXIGENO

12. El Grupo VIA recibe también el nombre de Grupo del Oxígeno por ser este el
primer elemento del grupo. Tienen seis electrones en el último nivel con la
configuración electrónica externa ns2
np4
. Los tres primeros elementos, el oxígeno,
azufre y selenio son no metales y los dos últimos el telurio y polonio son
metaloides.
Grupo del Óxigeno
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.

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

14. Salvo el cabeza de grupo, pueden ampliar su octeto, actuando como
hipervalentes. En estos casos es frecuente la formación de enlaces múltiples, ya
que la disposición espacial de los orbitales d permite un buen solapamiento pπ-dπ
a distancias en las que el solapamiento pπ-pπ sería despreciable. Además
pueden utilizar los orbitales nd vacantes, estabilizados por la unión a átomos muy
electronegativos, para actuar como ácidos de Lewis.
Estado natural:
Oxígeno
El oxígeno es el elemento más abundante en el planeta tierra. Existe en estado
libre, como O2, en la atmósfera (21% en volumen), pero también combinado en el
agua y formando parte diversos óxidos y oxosales, como silicatos, carbonatos,
sulfatos, etc.
En condiciones ordinarias el oxígeno se presenta en dos formas alotrópicas, el
dioxígeno y el ozono, de los cuales sólo el primero es termodinámicamente
estable.
A diferencia del oxígeno, que se presenta en su variedad más estable como
molécula diatómica O2 derivada de un enlace doble, los demás presentan
estructuras derivadas de enlaces sencillos. Esto es debido a la disminución de la
eficacia del solapamiento lateral a medida que aumenta el tamaño de el.
Obtención:
Industrialmente, se obtiene de la destilación fraccionada del aire líquido. A escala
de laboratorio, existen diversos métodos de obtención:
1) Electrólisis de disoluciones acuosas alcalinas.
2) Descomposición catalítica de H2O2.

15. 3) Descomposición térmica de cloratos.
Azufre:
El azufre se encuentra: nativo (en zonas volcánicas y en domos de sal) ó
combinado, en sulfatos, sulfuros (sobre todo pirita, FeS2) y sulfuro de hidrógeno
(acompañando al petróleo).
Variedades alotrópicas y sus propiedades físicas:
 En estado sólido.
Variedades rómbica y monoclínica (anillos S8), azufre plástico (cadenas Sn).
 En estado líquido.
Anillos S8 y cadenas de longitud variable.
 En fase gas.
Cicloazufre, cadenas Sn (n = 3-10), S2
Selenio:
El selenio presenta tres formas alotrópicas:
 Se rojo: constituido por moléculas Se8.

16.  Se negro: anillos Sen con n muy grande y variable (forma amorfa).
 Se gris: de estructura similar a la del azufre plástico. Este alótropo presenta
aspecto metálico (es un semimetal) y es fotoconductor.
Teluro:
Presenta una única variedad alotrópica, el Te gris, similar al Se gris. Tiene un
carácter más metálico que el anterior.
Polonio:
Presenta dos alótropos: cúbico simple y romboédrico, en los que que cada átomo
está directamente rodeado por seis vecinos a distancias iguales (d0=355pm).
Ambos alótropos tienen carácter metálico.

17. Carácter metálico en el grupo:
Los elementos de este grupo muestran una transición paulatina desde las
propiedades típicamente covalentes en la parte alta del grupo hasta las
típicamente metálicas del elemento más pesado; y constituyen un excelente
ejemplo de como los modelos de enlace covalente y metálico son, únicamente,
casos extremos imaginarios de una situación real más compleja de interpretar.
Este aumento se pone de manifiesto no solo en la variación progresiva de sus
propiedades físicas y químicas sino también en cambios en sus estructuras.
Reactividad
Oxígeno:
 Reactividad con los principales elementos de la tabla periódica.
 Relación entre reactividad y estructura del elemento.
Ozono:
Mayor reactividad del ozono, tanto desde el punto de vista termodinámico como
cinético. La gran diferencia de reactividad entre los dos alótropos del oxígeno pone
de manifiesto que las propiedades químicas dependen del estado elemental.
Resto del grupo:
La reactividad del resto de los calcógenos va siendo cada vez menor a medida
que descendemos en el grupo.
 Reactividad con elementos y compuestos.
 Reactividad en disolución acuosa: se comportan como oxidantes bastante
buenos debido a la general insolubilidad de los calcogenuros, que retiran de
inmediato iones. El2-
del medio, favoreciendo la reacción. También se pueden
comportar como reductores, pasando a estados de oxidación formal positivos.
Aplicaciones:
Los elementos del grupo vi a, conocidos como la familia del grupo del oxígeno,
comprenden al oxigeno (o), azufre (s), selenio (se), telurio (te) y polonio (po).
aunque todos ellos tienen seis electrones de valencia, sus propiedades varian de
no metalicas a metalicas en cierto grado, conforme aunmenta el numero atomico.

18. -Oxígeno:
Como oxígeno molecular (O2 ) se utiliza en la industria del acero, en el tratamiento
de aguas negras, en el blanqueado de pulpa y papel, en sopletes oxiacetilénicos,
en medicina y en numerosas reacciones como agente oxidante.
El oxigeno gaseoso, O2 es fundamental para la vida; es necesario para quemar los
combustibles fosiles y obtener asi energia, y se requiere durante el metabolismo
urbano para quemar carbohidratos. en ambos procesos, los productos
secundarios son dióxido de carbono y agua. el oxigeno constituye el 21 % en
volumen del aire y el 49.5 % en peso de la corteza terrestre. La otro forma
alotropica del oxigeno es el ozono, cuya formula es o3 es mas reactivo que el
oxigeno ordinario y se puede formar a partir de oxigeno en un arco electrico, como
el descargador a distancia de un motor electrico, tambien se puede producir ozono
por la acción de la luz ultravioleta sobre el oxigeno; esto explica el aroma " fresco
del aire durante las tormentas electricas".
-Azufre:
El azufre es el segundo elemento no metal del grupo. a temperatura ambiente es
un solido amarillo palido que se encuentra libre en la naturaleza. lo conocían los
antiguos y se le menciona en el libro del genesis como piedra de azufre. las
moléculas de azufre contienen ocho atomos de azufre conectados a un anillo; su
formula es s8 . el azufre tiene una importanciaespecial en la manufactura de
neumáticos de hule y acido sulfurico, H2SO4 . Otros compuestos de azufre son
importantes para blanquear frutos y granos
Se usa en muchos procesos industriales como la producción de ácido sulfúrico
(sustancia química más importante a nivel industrial), en la fabricación de pólvora
y el vulcanizado del caucho. Algunos compuestos como los sulfitos tienen
propiedades blanqueadoras, otros tienen uso medicinal (sulfas, sulfato de
magnesio). También se utiliza en la elaboración de fertilizantes y como fungicida.
-Selenio:
El selenio es un no metal que presenta interesantes propiedades y usos. la
conductividad de este elemento aumenta con la intensidad de la luz. a causa de
esta fotoconductividad, el selenio se a utilizado en los medidores de luz para
camaras fotograficas y en fotocopiadoras, pero la preocupación que origina su
toxicidad ha hecho que disminuya su uso. el selenio tambien puede convertir la
corriente electrica alterna en corriente directa; se ha utilizado en rectificadores,
como los convertidores que se usan en los radios y grabadores portátiles, y en
herramientas electricas recargables. el color rojo que el selenio imparte al vidrio lo
hace util en la fabricación de lentes para señales luminosas.

19. Se utiliza básicamente en electricidad y electrónica, como en células solares y
rectificadores. Se añade a los aceros inoxidables y es catalizador de reacciones
de deshidrogenación. Algunos compuestos se emplean en la fabricación del vidrio
y esmaltes. Los sulfuros se usan en medicina veterinaria y champús. El dióxido de
selenio es un catalizador muy utilizado en reacciones de oxidación, hidrogenación
y deshidrogenación de compuesos orgánicos.
-Telurio:
El telurio, tiene aspecto metalico, pero es un metaloide en el que predominan las
propiedades no metalicas. se emplea en semiconductores y para endurecer las
placas de los acumuladores de plomo y el hierro colado. se presenta en la
naturaleza en diversos compuestos, pero no es abundante. el polonio es un
elemento radiactivo poco comun que emite radiación alfa y gama; su manejo es
muy peligroso. los usos de este elemento se relacionan con su radiactividad, y fue
descubierto por marie curie, quien le dio este nombre en honor a su natal polonia.
Se emplea para aumentar la resistencia a la tensión en aleaciones de cobre y
plomo y en la fabricación de dispositivos termoeléctricos. También se utiliza como
agente vulcanizador y en la industria del vidrio. El telurio coloidal es insecticida y
fungicida.
-Polonio:
los isótopos constituyen una fuente de radiación alfa. Se usan en la investigación
nuclear. Otro uso es en dispositivos ionizadores del aire para eliminar la
acumulación de cargas electrostáticas.

20. GRUPO 5ª O FAMILIA DEL
NITROGENO
Sus elementos poseen 5 electrones de valencia, por lo tanto tienden a formar
enlaces covalentes, y en ocasiones algunos forman enlaces iónicos (Sb y Bi). A
medida que se desciende.
En este grupo el nitrógeno (N) y el fósforo (P) son no metales, el arsénico (As) y
antimonio (Sb) son metaloides, y el bismuto (Bi) es un metal. El nitrógeno existe
como gas diatómico (N2), forma numerosos óxidos, tiene tendencia a aceptar tres
electrones y formar el ion nitruro N 3-
El fósforo existe como como moléculas de P4, forma dos óxidos sólidos de
fórmulas P4O6 y P4O10. El arsénico, antimonio y bismuto tienen estructuras
tridimensionales. El bismuto es con mucho un metal mucho menos reactivo que
los de los grupos anteriores.
Elementos, Propiedades y Usos.
NITRÓGENO.

21. Elemento químico, símbolo N, número atómico 7, peso atómico 14.0067; es un
gas en condiciones normales. El nitrógeno molecular es el principal constituyente
de la atmósfera ( 78% por volumen de aire seco). Esta concentración es resultado
del balance entre la fijación del nitrógeno atmosférico por acción bacteriana,
eléctrica (relámpagos) y química (industrial) y su liberación a través de la
descomposición de materias orgánicas por bacterias o por combustión.
En estado combinado, el nitrógeno se presenta en diversas formas. Es
constituyente de todas las proteínas (vegetales y animales), así como también de
muchos materiales orgánicos. Su principal fuente mineral es el nitrato de sodio.
-Tiene reactividad muy baja.
-A temperaturas ordinarias reacciona lentamente con el litio.
-A altas temperaturas, reacciona con cromo, silicio, titanio, aluminio, boro, berilio,
magnesio, bario, estroncio, calcio y litio para formar nitruros; con O2, para formar NO,
y en presencia de un catalizador, con hidrógeno a temperaturas y presión bastante
altas, para formar amoniaco.
OBTENCIÓN :
-El nitrógeno se obtiene a gran escala por destilación fraccionada de aire líquido.
-en el laboratorio se obtiene N2 de alta pureza por descomposición térmica de NaN3.
APLICACIONES:
-La mayor parte del nitrógeno se utiliza en la formación de amoniaco. Ademas,
el nitrógeno liquido se utiliza extensamente en criogenia para alcanzar bajas
temperaturas y como gas para crear atmósferas inertes.
-obtención de fertilizantes.
-se usa en pequeñas cantidades en lamparas
-es componente básico del ácido nítrico, amoniaco, cianamidos, tintes, compuestos
de colado o de plásticos derivados de la urea.
-cianuros y nitruros para cubiertas endurecedoras de metales y numerosos
compuestos orgánicos sintéticos y otros nitrogenados.

22. PROPIEDADES
Símbolo N
Número atómico 7
Valencia 1,2,+3,-3,4,5
Estado de oxidación -3
Electronegatividad 3,0
Radio covalente (Å) 0,75
Radio iónico (Å) 1,71
Radio atómico (Å) 0,92
Configuración electrónica 1s2
2s2
2p3
Primer potencial de ionización (eV) 14,66
Masa atómica (g/mol) 14,0067
Densidad (g/ml) 0,81
Punto de ebullición (ºC) -195,79 ºC
Punto de fusión (ºC) -218,8
Descubridor Rutherford en 1772
FÓSFORO.
Existen 3 formas alotrópicas más importantes que son: blanco, negro y rojo.
Fósforo blanco: Es muy venenoso, insoluble en agua pero soluble en benceno y
sulfuro de carbono. Es una sustancia muy reactiva, su inestabilidad tiene su origen
en el ángulo de 60º de las unidades P4. Es la más reactiva de todas las formas
alotrópicas.
Fósforo negro: Es cinéticamente inerte y no arde al aire incluso a 400°C.
Fósforo rojo: No es venenoso, insoluble en todos los disolventes y arde al aire por
encima de los 400°C. Reacciona con los halógenos con menor violencia. Tiene
una estructura polimérica con tetraedros P4 unidos entre sí.

23. OBTENCIÓN.
Fósforo blanco: Se obtiene al calentar Ca3(PO4)2 con arena (SiO2) y coque a
1400°C
Fósforo negro: Resulta de calentar el fósforo blanco a altas presiones.
Fósforo rojo: Se obtiene calentando el blanco en atmósfera inerte a 250°C.
APLICACIONES.
-El fósforo blanco se utiliza como incendiario, pero los compuestos de fósforo más
empleados son el ácido fosfórico y los fosfatos.
-Acero: desoxidante; aumenta la resistencia y la resistencia a la corrosión ayudan a
que las laminas de acero no se peguen entre sí.
-Bronce: Desoxidante; incrementa la dureza.
-Cobre: Desoxidante , incrementa la dureza y la resistencia; reduce la
conductividad eléctrica.
-Latón: Desoxidante
-Pigmentos colorantes: Azules, verdes.
-Vidrio: vidrio especial resistente al ácido fluorhídrico; opacador.
-Textiles: Mordente.
Los fósforos blanco y rojo se obtienen comercialmente, pero tienen pocos usos,
ademas de los de producir fuego.
El fósforo no se encuentra libre en la naturaleza. Sin embargo, sus compuestos
abundan y están distribuidos ampliamente; se encuentran en muchos yacimientos de
roca y minerales.
El fósforo es uno de los elementos esenciales para el crecimiento y desarrollo de las
planta

24. PROPIEDADES
Símbolo P
Número atómico 15
Valencia +3,-3,5,4
Estado de oxidación +5
Electronegatividad 2,1
Radio covalente (Å) 1,06
Radio iónico (Å) 0,34
Radio atómico (Å) 1,28
Configuración electrónica [Ne]3s2
3p3
Primer potencial de ionización (eV) 11,00
Masa atómica (g/mol) 30,9738
Densidad (g/ml) 1,82
Punto de ebullición (ºC) 280
Punto de fusión (ºC) 44,2
Descubridor Hennig Brandt en 1669
ARSÉNICO:
El arsénico se encuentra en cuatro formas alotrópicas metálica o arsénico alfa,
gris, parda y amarilla. Tiene propiedades a la vez metálicas y no metálicas. Se
sublima a 450 °C, sin fundir, dando vapores amarillos. El arsénico amarillo, por la
acción de la luz, pasa a la forma parda y finalmente, a la gris. El arsénico metálico
arde a 180 °C desprendiendo un olor a ajo muy característico, que permite
reconocer hasta tazas de arsénico.
El arsénico es un metal de color gris de plata, extremadamente frágil y cristalizado
que se vuelve negro al estar expuesto al aire. Es inadecuado para el

25. uso común de los metales dada su toxicidad (extremadamente venenoso). es
considerado como un elemento perjudicial en las aleaciones, ya que tiende a bajar
el punto de fusión y a causar fragilidad.
APLICACIONES:
-El arsénico se usa en aleaciones no ferrosas para aumentar la dureza de las
aleaciones de plomo facilitando la fabricación de perdigones
-Se aplica en la elaboración de insecticidas ( arseniato de calcio y plomo), herbicidas,
raticidas y fungicidas.
-Fabricación de vidrio, textiles, papeles, adhesivos de metal, preservantes de
alimentos, procesos de bronceado y conservación de pieles.
-El arsénico de máxima pureza se utiliza para la fabricación de semiconductores.
-Se aplica en la elaboración de insecticidas ( arseniato de calcio y plomo), herbicidas,
raticidas y fungicidas.
-Se utiliza como colorantes de algunas pinturas y papeles en cerámicas y vidriería.
-Se usa en la industria de la pirotecnia para la preparación de bengalas.
-Se encuentra comercialmente como metal en forma de terrones, en polvo
o aleaciones.
PROPIEDADES
Símbolo As
Número atómico 33
Valencia +3,-3,5
Estado de oxidación +5
Electronegatividad 2,1
Radio covalente (Å) 1,19
Radio iónico (Å) 0,47
Radio atómico (Å) 1,39
Configuración electrónica [Ar]3d10
4s2
4p3
Primer potencial de ionización (eV) 10,08
Masa atómica (g/mol) 74,922
Densidad (g/ml) 5,72
Punto de ebullición (ºC) 613

26. Punto de fusión (ºC) 817
Descubridor Antigüedad
ANTIMONIO:
El antimonio no es un elemento abundante en la naturaleza, muy rara vez se
encuentra en forma natural y con frecuencia se encuentra como una mezcla
isomorfa con arsénico (allemonita). Su símbolo Sb se obtiene de la
palabra Stibium.Es duro, frágil y cristalizado que no es ni maleable ni dúctil. Se
encuentra en dos formas: amarilla y gris. La forma amarilla es metaestable y se
compone de moléculas Sb4, la forma gris es metálica, la cual cristaliza en capas
formando una estructura romboédrica.
El antimonio tiene una conductividad eléctrica menos en estado sólido que en
estado líquido lo cual lo hace diferente a los metales normales, en forma metálica
es muy quebradizo, de color blanco-azuloso con un brillo metálico característico,
de apariencia escamosa.
APLICACIONES:
-Producción de diodos, detectores infrarrojos y dispositivos de efecto Hall.
-Es usado como un aleante, ya que incrementa mucho la dureza y resistencia a
esfuerzos mecánicos de la aleación. Aleaciones como Peltre, metal antifricción (con
estaño), etc.
-Baterías, acumuladores, recubrimiento de cables, cojinetes y rodamientos.

27. -Sus compuestos en forma de óxidos se utilizan para la fabricación de materiales
resistentes al fuego, tales como: esmaltes, vidrios, pinturas y cerámicos.
-El más importante de los compuestos en forma de óxido es el trióxido de antimonio
el cual se usa principalmente como retardante de llama.
-El antimonio se obtiene calentando el sulfuro con hierro, o calentando el sulfuro y el
sublimado Sb4O6 obtenido se reduce con carbono. El antimonio de alta pureza se
produce por refinado electrolítico.
PROPIEDADES
Símbolo Sb
Número atómico 51
Valencia +3,-3,5
Estado de oxidación +5
Electronegatividad 1,9
Radio covalente (Å) 1,38
Radio iónico (Å) 0,62
Radio atómico (Å) 1,59
Configuración electrónica [Kr]4d10
5s2
5p3
Primer potencial de ionización (eV) 8,68
Masa atómica (g/mol) 121,65
Densidad (g/ml) 6,62
Punto de ebullición (ºC) 1380
Punto de fusión (ºC) 630,5
Descubridor Antigüedad
BISMUTO:

28. Es un metal pesado (es el elemento más metálico de este grupo), de color blanco
grisáceo y cristalizado que tiene brillo muy apreciable. Es una de los pocos
metales que se dilatan en su solidificación, también es el más diamagnético de
todos los metales y su conductividad térmica es menor que la de otros metales
(excepto la del mercurio). Se oxida ligeramente cuando esta húmedo y es inerte al
aire seco a temperatura ambiente, cuando supera su punto de fusión se forma
rápidamente una película de óxido.
APLICACIONES:
-Manufactura de compuestos farmacéuticos.
-Manufactura de aleaciones de bajo punto de fusión.
-Se utiliza en rociadoras automáticas, sellos de seguridad para cilindros de gas
comprimido, soldaduras especiales.
-Las aleaciones que se expanden al congelarse se usan en fundición y tipos
metálicos.
-Se encuentra naturalmente como metal libre y en minerales, sus
principales depósitos se encuentran en suramerica, aunque en norteamerica se
obtiene como subproducto del refinado de minerales de plomo y cobre.
PROPIEDADES
Símbolo Bi
Número atómico 83
Valencia 3,5
Estado de oxidación +3
Electronegatividad 1,9
Radio covalente (Å) 1,46
Radio iónico (Å) 1,20
Radio atómico (Å) 1,70
Configuración electrónica [Xe]4f14
5d10
6s2
6p3
Primer potencial de ionización (eV) 8,07
Masa atómica (g/mol) 208,980

29. Densidad (g/ml) 9,8
Punto de ebullición (ºC) 1560
Punto de fusión (ºC) 271,3
Descubridor Antigüedad
GRUPO 4ª O GRUPO DEL CARBONO
El grupo de carbono es un grupo de la tabla periódica integrado por los elementos:
carbono (C), silicio (Si), germanio (Ge), estaño (Sn), plomo (Pb) En la notación
moderna de la IUPAC se lo llama Grupo 14. En el campo de la física de los
semiconductores, todavía es universalmente llamado Grupo IV.

30. Características
Propiedades químicas:
Al igual que otros grupos, los miembros de esta familia poseen similitudes en su
configuración electrónica, ya que poseen la misma cantidad de electrones en el
último nivel o subnivel de energía. Eso explica las similitudes en sus
comportamientos químicos.
Distribución electrónica de los elementos del Grupo IVA
Z Elemento Distribución electrónica/valencia
6 Carbono 2, 4
14 Silicio 2, 8, 4
32 Germanio 2, 8, 18, 4
50 Estaño 2, 8, 18, 18, 4
82 Plomo2, 8, 18, 32, 18, 4
Cada uno de los elementos de este grupo tiene 4 electrones en su capa más
externa. En la mayoría de los casos, los elementos comparten sus electrones; la
tendencia a perder electrones aumenta a medida que el tamaño del átomo
aumenta. El carbono es un no metal que forma iones negativos bajo forma de
carburos (4-). El silicio y el germanio son metaloides con número de oxidación +4.
El estaño y el plomo son metales que también tienen un estado de oxidación +2.
El carbono forma tetrahaluros con los halógenos. El carbono se puede encontrar
bajo la forma de tres óxidos: dióxido de carbono (CO2), monóxido de carbono
(CO) y dióxido de tricarbono (C3O2).El carbono forma disulfuros y diselenios.1
El silicio forma dos hidruros: SiH4 y Si2H6. El silicio forma tetrahaluros de silicio
con flúor, cloro e yodo. El silicio también forma un dióxido y un disulfuro.La fórmula
química del nitruro de silicio es Si3N4.2
El germanio forma dos hidruros: GeH4 y Ge2H6. El germanio también fomrma
tetrahaluros con todos los halógenos, excepto con el astato y forma di dihaluros
con todos los halógenos excepto con el bromo y el astato. El Germanio también
forma dióxidos, disulfuros y diselenios.
El estaño forma dos hidruros: SnH4 y Sn2H6. El estaño forma tetrahaluros y
dihaluros con todos los halógenos menos con el Astato.

31. El plomo forma hidruros bajo la forma de PbH4. Forma dihaluros y tetrahaluros
con el flúor y con el cloro. También forma tetrabromuros y dihioduros.
Propiedades físicas:
Los puntos de ebullición en el grupo del carbono tienden a disminuir a medida que
se desciende en el grupo. El carbono es el más ligero del grupo, el mismo sublima
a 3825°C.El punto de ebullición del silicio es 3265°C, el del germanio es 2833°C,
el del estaño es 2602°C y el del plomo es 1749°C. Los puntos de fusión tienen la
misma tendencia que su punto de ebullición. El punto de fusión del silicio es
1414°C, el del germanio 939°C, para el estaño es 232°C y para el plomo 328°C.3
La estructura cristalina del carbono es hexagonal, a altas presiones y
temperaturas se encuentra bajo la forma de diamante.
La densidad de los elementos del grupo del carbono tiende a aumentar con el
aumento del número atómico. El carbono tiene una densidad de 2,26 g/cm3, la
densidad del silicio es de 2,33 g/cm3 y la densidad del germanio es de 5,32 g/cm3.
El estaño tiene una densidad de 7,26 g/cm3 mientras que la del plomo es de 11,3
g/cm3.3
El radio atómico de los elementos del grupo del carbono tiende a aumentar a
medida que aumenta el número atómico. El radio atómico del carbono es de 77
picometros, el del silicio es de 118 picómetros, el del germanio es de 123
picómetros, el del estaño es de 141 picómetros, mientras que el del plomo es de
175 picómetros.3
Alótropos:
El carbono posee varios alótropos. El más común es el grafito, que es el carbono
en forma de hojas apiladas. Otra forma de carbono es el diamante. Una tercera
forma alotrópica del carbono es el fullereno, que tiene la forma de láminas de

32. átomos de carbono dobladas que forman una esfera. Un cuarto alótropo del
carbono, descubierto en 2003, se llama grafeno, y está en forma de una capa de
átomos de carbono dispuestos en forma similar a la de un panal.45
El silicio tiene dos alótropos, el amorfo y el cristalino. El alótropo amorfo es un
polvo marrón, mientras que el alótropo cristalino es gris y tiene un brillo metálico.6
El estaño tiene dos alótropos: α-estaño, también conocido como estaño gris, y β-
estaño. El estaño se encuentra típicamente en la forma β-estaño. Sin embargo a
presión normal el β-estaño se convierte a α-estaño, pasando de un metal plateado
a un polvo gris, a temperaturas inferiores a los 56º Fahrenheit. Esto puede hacer
que los objetos de estaño a temperaturas bajas se desmoronen en un proceso
conocido como "la pudrición del estaño".
Núcleo atómico:
Al menos dos de los elementos del grupo IV (estaño y plomo) tienen núcleo
mágicos, lo que significa que estos elementos son más comunes y más estables
que los elementos metálicos que no tiene un núcleo mágico.
Isótopos:

33. Existen 15 isótopos conocidos de carbono. De ellos, tres son de origen natural. El
más común de todos ellos es el carbono-12 estable, seguido por el carbono-13
estable.3 El carbono-14 es un isótopo radiactivo natural con una vida media de
5.730 años.
Se han descubierto 23 isótopos de silicio, cinco de ellos son de origen natural. El
más común es de silicio-28 estable, seguido de silicio-29 estable y estable de
silicio-30. Silicio-32 es un isótopo radiactivo que se produce naturalmente como un
resultado de la desintegración radiactiva de los actínidos. Silicio-34 también se
produce de forma natural como resultado de la desintegración radiactiva de los
actínidos.
Hasta el momento se han descubierto 32 isótopos de Germanio, cinco de ellos son
de origen natural. El más común es el isótopo estable de germanio-74, seguido
por el isótopo estable de germanio-72, el isótopo estable de germanio-70, y el
isótopo estable de germanio-73. El isótopo de germanio-76 es un radioisótopo.
Se han descubierto 40 isótopos de estaño, 14 de ellos se producen en la
naturaleza. El más común es el isótopo estable estaño-120, seguido por el isótopo
estable estaño-118, el isótopo estable estaño-116, el isótopo estable estaño-119,
el isótopo estable estaño-117, el radioisótopo estaño-124, el isótopo estable
estaño-122m el isótopo estable estaño-112 y el isótopo estable estaño-114. El
estaño también tiene cuatro radioisótopos que se producen como resultado de la
desintegración radiactiva de uranio. Estos isótopos son el estaño-121, estaño-123,
estaño-125, y el estaño-126.
Se han descubierto 38 isótopos de plomo, 9 de ellos son de origen natural. El
isótopo más común es el radioisótopo plomo-208, seguido por el plomo-206, el
radioisótopo plomo-207, y el radioisótopo plomo-204. Cuatro isótopos de plomo se

34. producen a partir de la desintegración radiactiva del uranio y el torio. Estos
isótopos son el plomo-209, el plomo-210, el plomo-211 y plomo-212.
Descubrimiento y usos en la antigüedad:
El carbono, estaño y plomo son algunos de los elementos bien conocidos en el
mundo antiguo, junto con azufre, hierro, cobre, mercurio, plata y oro.7
Carbono como elemento fue utilizado por el primer ser humano para manejar
carbón de un incendio.
El Silicio como sílice en forma de cristal de roca era familiar a los egipcios
predinásticos, que lo utilizaron para los granos y pequeños jarrones. La fabricación
de vidrio que contiene sílice se llevó a cabo tanto por los egipcios - al menos
desde 1500 A.C - y por los fenicios. Muchos de los compuestos de origen natural o
minerales de silicato fueron utilizados en diversos tipos de mortero para la
construcción de viviendas.
Los orígenes de estaño parecen estar perdido en la historia. Parece que el bronce,
que es una aleación de cobre y estaño, fue utilizado por el hombre prehistórico y
algún tiempo antes se aisló el metal puro. Minas de estaño operaban tanto en la
zonas aztecas de Sur y Centro América Inca y antes de la conquista española.
El plomo se menciona a menudo en relatos bíblicos. Los babilonios utilizaban el
metal en forma de placas en los que grababan inscripciones. Los romanos lo
utilizaron para las tabletas, tuberías de agua, monedas y utensilios de cocina; de
hecho, como resultado de la última utilización, el envenenamiento por plomo fue
reconocido en la época de Augusto César. El compuesto conocido como blanco
de plomo aparentemente se preparó como un pigmento decorativo al menos
desde 200 aC.
Aplicaciones:

35. El carbono es comúnmente utilizado en su forma amorfa. En esta forma el carbono
se utiliza para la fabricación de acero, como relleno en los neumáticos, y como
carbón activado. El carbono grafito se utiliza en los lápices. El diamante, otra de
las formas del carbono, se utiliza comúnmente en la joyería. Las fibras de carbono
se utilizan en numerosas aplicaciones, tales como puntales de satélite, debido a
que las fibras son muy fuertes pero elásticas.8
El dióxido de silicio tiene una amplia variedad de aplicaciones, incluyendo pasta de
dientes,materiales de construcción, y la sílice es un uno de los componentes
principales del vidrio. Un 50% del silicio puro se dedica a la fabricación de
aleaciones de metales. Mientras que un 45% se dedica a la fabricación de
siliconas. El silicio también se usa comúnmente en los semiconductores desde la
década de 1950.
El germanio se utilizó en los semiconductores hasta la década de 1950, cuando
fue sustituido por el silicio. Los detectores de radiación contienen germanio. El
óxido de germanio se utiliza en la fibra óptica.
El uso más importante del estaño es en soldaduras; 50% de todo el estaño
producido se destina a esta aplicación. Un 20% del estaño producido se utiliza en
la hojalata. Otro 20% del estaño se utiliza en la industria química. El óxido de
estaño (IV) se utiliza comúnmente en la cerámica desde hace miles de años.
Alguna de las aplicaciones del plomo son las pesas, pigmentos y como protección
contra materiales radioactivos. El plomo fue utilizado históricamente en la gasolina
en forma de tetraetilo de plomo, pero este uso se ha interrumpido debido a su alta
toxicidad.9
Producción:
Carbono en forma de diamante se produce sobre todo por parte de Rusia,
Botswana, Congo, Canadá y Sudáfrica. Un 80% de todos los diamantes sintéticos

36. son producidos por Rusia. China produce un 70% de grafito en el mundo. Otros
países que producen grafito son Brasil, Canadá y México.
El silicio se puede producir por calentamiento de sílice con carbono.
En Rusia y China, el germanio también se separa de los yacimientos de carbón.
Minerales que contienen germanio son tratados primero con el cloro para formar
tetraclururo de germanio, que se mezcla con el gas hidrógeno.
China, Indonesia, Perú, Bolivia y Brasil son los principales productores de estaño.
El método por el cual se produce estaño es al frente de la caserita mineral de
estaño (SnO2) con coque.
El mineral de plomo más extraído es la galena (sulfuro de plomo). 4 millones de
toneladas métricas de plomo se extraen cada año, la mayoría en China, Australia,
Estados unidos y perú. La cantidad total de plomo nunca minada por los humanos
es aproximadamente de 350 millones de toneladas métricas.