Quimica

GRUPO 4 – A DE LA TABLA PERIODICA
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.

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
CARACTERISTICAS
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 mas 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 ALOTROPICOS
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.
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.
CARACTERISTICAS
En forma cristalina es muy duro y poco soluble y presenta un brillo metálico y color
grisáceo. Aunque es un elemento relativamente inerte y resiste la acción de la
mayoría de los ácidos, reacciona con los halógenos y álcalis diluidos. El silicio
transmite más del 95% de las longitudes de onda de la radiación infrarroja.
Se prepara en forma de polvo amarillo pardo o de cristales negros-grisáceos. Se
obtiene calentando sílice, o dióxido de silicio (SiO2), El silicio cristalino tiene una
dureza de 7, suficiente para rayar el vidrio, de dureza de 5 a 7. El silicio tiene un
punto de fusión de 1.411 °C, un punto de ebullición de 2.355 °C y una densidad
relativa de 2,33(g/ml). Su masa atómica es 28,086 u
ESTADOS DEL SILICIO
El silicio lo podemos encontrar en diversas formas en polvo, policristal ver y olivino

APLICACIONES
Se utiliza en aleaciones, en la preparación de las siliconas, en la industria de la
cerámica técnica y, debido a que es un material semiconductor muy abundante,
tiene un interés especial en la industria electrónica y microelectrónica como
material básico para la creación de obleas o chips que se pueden implantar en
transistores, pilas solares y una gran variedad de circuitos electrónicos. El silicio
es un elemento vital en numerosas industrias
GERMANIO
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.
CARACTERISTICAS
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.
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.

CARACTERISTICAS
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 ALOTROPICAS
El estaño puro tiene dos variantes alotrópicas: El estaño gris, polvo no metálico,
conductor, de estructura cúbica y estable a temperaturas inferiores a 13,2 °C, que
es muy frágil y tiene un peso específico más bajo que el blanco.
APLICACIONES
Se usa como revestimiento protector del cobre, del hierro y de diversos metales
usados en la fabricación de latas de conserva. También se usa para disminuir la
fragilidad del vidrio. Los compuestos de estaño se usan para fungicidas, tintes,
dentífricos (SnF2) y pigmentos. Se usa para hacer bronce, aleación de estaño y
cobre. Se usa para la soldadura blanda, aleado con plomo. Se usa en aleación
con plomo para fabricar la lámina de los tubos de los órganos musicales. En
etiquetas. Recubrimiento de acero. Se usa como material de aporte en soldadura
blanda con cautín, bien puro o aleado. La directiva RoHS prohíbe el uso de plomo
en la soldadura de determinados aparatos eléctricos y electrónicos. El estaño
también se utiliza en la industria de la cerámica para la fabricación de los esmaltes
cerámicos. Su función es la siguiente: en baja y en alta es un o pacificante. En alta
la proporción del porcentaje es más alto que en baja temperatura.

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.
CARACTERISTICAS
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.
GRUPO 5 – A DE LA TABLA PERIODICA
La Tabla Periódica de los Elementos se divide en grupos, los
cuales están conformados por elementos que cumplen
ciertas características similares. En esta ocasión se describirán los elementos que
conforman el grupo VA, su origen, sus usos, sus compuestos destacados, y
aplicabilidad en materiales de construcción.
Como se puede observar en la tabla periódica los elementos que conforman el
grupo VA son: Nitrógeno (N), Fósforo (P), Arsénico (As), Antimonio (Sb), Bismuto
Elemento químico, símbolo N, número atómico 7, peso atómico 14.0067; es un
gas en condiciones normales. El nitrógeno molecular es el principal constituyente
de la atmósfera ( 78% por volumen de aire seco). Esta concentración es resultado
del balance entre la fijación del nitrógeno atmosférico por acción bacteriana,
eléctrica (relámpagos) y química (industrial) y su liberación a través de la
descomposición de materias orgánicas por bacterias o por combustión. En estado
combinado, el nitrógeno se presenta en diversas formas. Es constituyente de
todas las proteínas (vegetales y animales), así como también de muchos
materiales orgánicos. Su principal fuente mineral es el nitrato de sodio.
Tiene reactividad muy baja.
A temperaturas ordinarias reacciona lentamente con el litio.
A altas temperaturas, reacciona con cromo, silicio, titanio, aluminio, boro, berilio,
magnesio, bario, estroncio, calcio y litio para formar nitruros; con O2, para formar
NO, y en presencia de un catalizador, con hidrógeno a temperaturas y presión
bastante altas, para formar amoniaco.
OBTENCIÓN
El nitrógeno se obtiene a gran escala por destilación fraccionada de aire líquido.
en el laboratorio se obtiene N2 de alta pureza por descomposición térmica de
NaN3.
APLICACIONES
La mayor parte del nitrógeno se utiliza en la formación de amoniaco. Ademas,
el nitrógeno liquido se utiliza extensamente en criogenia para alcanzar bajas
temperaturas y como gas para crear atmósferas inertes.

obtención de fertilizantes.
se usa en pequeñas cantidades en lamparas
es componente básico del ácido nítrico, amoniaco, cianamidos, tintes, compuestos
de colado o de plásticos derivados de la urea.
cianuros y nitruros para cubiertas endurecedoras de metales y numerosos
compuestos orgánicos sintéticos y otros nitrogenados.
PROPIEDADES
Símbolo N
Número atómico 7
Valencia 1,2,+3,-3,4,5
Estado de oxidación -3
Electronegatividad 3,0
Radio covalente (Å) 0,75
Radio iónico (Å) 1,71
Radio atómico (Å) 0,92
Configuración electrónica 1s2
2s2
2p3
Primer potencial de ionización (eV) 14,66
Masa atómica (g/mol) 14,0067
Densidad (g/ml) 0,81
Punto de ebullición (ºC) -195,79 ºC
Punto de fusión (ºC) -218,8
Descubridor Rutherford en 1772
FOSFORO
Existen 3 formas alotrópicas más importantes que son: blanco, negro y rojo.
Fósforo blanco: Es muy venenoso, insoluble en agua pero soluble en benceno y
sulfuro de carbono. Es una sustancia muy reactiva, su inestabilidad tiene su origen
en el ángulo de 60º de las unidades P4. Es la más reactiva de todas las formas
alotrópicas.
Fósforo negro: Es cinéticamente inerte y no arde al aire incluso a 400°C.

Fósforo rojo: No es venenoso, insoluble en todos los disolventes y arde al aire
por encima de los 400°C. Reacciona con los halógenos con menor violencia. Tiene
una estructura polimérica con tetraedros P4 unidos entre sí.
OBTENCIÓN.
Fósforo blanco: Se obtiene al calentar Ca3(PO4)2 con arena (SiO2) y coque a
1400°C
Fósforo negro: Resulta de calentar el fósforo blanco a altas presiones.
Fósforo rojo: Se obtiene calentando el blanco en atmósfera inerte a 250°C.
APLICACIONES.
 El fósforo blanco se utiliza como incendiario, pero los compuestos de
fósforo más empleados son el ácido fosfórico y los fosfatos.
 Acero: desoxidante; aumenta la resistencia y la resistencia a
la corrosión ayudan a que las laminas de acero no se peguen entre sí.
 Bronce: Desoxidante; incrementa la dureza.
 Cobre: Desoxidante , incrementa la dureza y la resistencia; reduce la
conductividad eléctrica.
 Latón: Desoxidante
 Pigmentos colorantes: Azules, verdes.
 Vidrio: vidrio especial resistente al ácido fluorhídrico; opacador.
 Textiles: Mordente.
Los fósforos blanco y rojo se obtienen comercialmente, pero tienen pocos usos,
ademas de los de producir fuego.
El fósforo no se encuentra libre en la naturaleza. Sin embargo, sus compuestos
abundan y están distribuidos ampliamente; se encuentran en muchos yacimientos
de roca y minerales.
El fósforo es uno de los elementos esenciales para el crecimiento y desarrollo de
las plantas.
PROPIEDADES
Símbolo P
Número atómico 15
Valencia +3,-3,5,4
Estado de oxidación +5

Configuración electrónica [Ne]3s2
3p3
Punto de ebullición (ºC) 280
Punto de fusión (ºC) 44,2
Descubridor Hennig Brandt en 1669
ARSENICO
El arsénico se encuentra en cuatro formas alotrópicas metálica o arsénico alfa,
gris, parda y amarilla. Tiene propiedades a la vez metálicas y no metálicas. Se
sublima a 450 °C, sin fundir, dando vapores amarillos. El arsénico amarillo, por la
acción de la luz, pasa a la forma parda y finalmente, a la gris. El arsénico metálico
arde a 180 °C desprendiendo un olor a ajo muy característico, que permite
reconocer hasta tazas de arsénico.
El arsénico es un metal de color gris de plata, extremadamente frágil y cristalizado
que se vuelve negro al estar expuesto al aire. Es inadecuado para el
uso común de los metales dada su toxicidad (extremadamente venenoso). es
considerado como un elemento perjudicial en las aleaciones, ya que tiende a bajar
el punto de fusión y a causar fragilidad.
APLICACIONES
 El arsénico se usa en aleaciones no ferrosas para aumentar la dureza de
las aleaciones de plomo facilitando la fabricación de perdigones

 Se aplica en la elaboración de insecticidas ( arseniato de calcio y plomo),
herbicidas, raticidas y fungicidas
 Fabricación de vidrio, textiles, papeles, adhesivos de metal, preservantes
de alimentos, procesos de bronceado y conservación de pieles
 El arsénico de máxima pureza se utiliza para la fabricación de
semiconductores
 Se aplica en la elaboración de insecticidas ( arseniato de calcio y plomo),
herbicidas, raticidas y fungicidas
 Se utiliza como colorantes de algunas pinturas y papeles en cerámicas y
vidriería..
 Se usa en la industria de la pirotecnia para la preparación de bengalas .
Se encuentra comercialmente como metal en forma de terrones, en polvo
o aleaciones.
PROPIEDADES
Símbolo As
Número atómico 33
Valencia +3,-3,5
Configuración electrónica [Ar]3d10
4s2
4p3
Punto de fusión (ºC) 817
Descubridor Antigüedad

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

PROPIEDADES
Símbolo Sb
Número atómico 51
Valencia +3,-3,5
Configuración electrónica [Kr]4d10
5s2
5p3
BISMUTO
Es un metal pesado (es el elemento más metálico de este grupo), de color blanco
grisáceo y cristalizado que tiene brillo muy apreciable. Es una de los pocos
metales que se dilatan en su solidificación, también es el más diamagnético de
todos los metales y su conductividad térmica es menor que la de otros metales
(excepto la del mercurio). Se oxida ligeramente cuando esta húmedo y es inerte al
aire seco a temperatura ambiente, cuando supera su punto de fusión se forma
rápidamente una película de óxido.

APLICACIONES
 Manufactura de compuestos farmacéuticos.
 Manufactura de aleaciones de bajo punto de fusión.
 Se utiliza en rociadoras automáticas, sellos de seguridad para cilindros de
gas comprimido, soldaduras especiales.
 Las aleaciones que se expanden al congelarse se usan en fundición y tipos
metálicos.
Se encuentra naturalmente como metal libre y en minerales, sus
principales depósitos se encuentran en suramerica, aunque en norteamerica se
obtiene como subproducto del refinado de minerales de plomo y cobre.
PROPIEDADES
Símbolo Bi
Número atómico 83
Valencia 3,5
Configuración electrónica [Xe]4f14
5d10
6s2
6p3
Densidad (g/ml) 9,8

GRUPO 6-A DE LA TABLA PERIODICA
El grupo VIA del sistema Periódico o grupo del oxígeno está formado por los
elementos: oxígeno, azufre, selenio, telurio, polonio y ununhexio.
El grupo VIA por encontrarse ya en el extremo derecho de la Tabla Periódica es
fundamentalmente no-metálico; aunque, el carácter metálico aumente al
descender en el grupo, siendo el polonio y el ununhexio metales.
Como en todos los grupos, el primer elemento, esto es, el oxígeno, presenta un
comportamiento anómalo, ya que el oxígeno 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.
PRPIEDADES ATOMICAS
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.
PERDIDA DE ELECTRONES
El alto valor de los potenciales de ionización, pero sobre todo el alto poder
polarizante de sus cationes (debido a su pequeño tamaño) hacen que sólo el
polonio dé lugar a sales . Sin embargo, sí que se conocen sales de cationes
poliatómicos.
GANANCIA DE ELECTRONES
Pueden actuar como aniones dinegativos, -2 , nunca mononegativos, ya que la
mayor energía de red de los compuestos resultantes compensa el valor
desfavorable de la electroafinidad. Dado que el tamaño del anión -2 crece

conforme se desciende en el grupo, también lo hace su polarizabilidad, de modo
que los sulfuros, seleniuros y telururos poseen un marcado carácter covalente que
aumenta en dicho sentido. Se conocen también polianiones Eln2-
.
Compartición de los electrones
Caben dos posibilidades:
 Formación de dos enlaces σ sencillos.
 Formación de un enlace doble σ + π.
El segundo caso sólo se da cuando los dos átomos implicados son de pequeño
tamaño (o en todo caso uno de ellos de tamaño moderado), ya que la eficacia de
los solapamientos laterales de orbitales (enlaces π) decrece muy rápidamente
conforme aumenta la distancia internuclear, mientras que la eficacia del
solapamiento frontal σ, lo hace más lentamente.
OXIGENO
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.

OBTENCION
Industrialmente, se obtiene de la destilación fraccionada del aire líquido. A escala
de laboratorio, existen diversos métodos de obtención:
1) Electrólisis de disoluciones acuosas alcalinas.
2) Descomposición catalítica de H2O2.
3) Descomposición térmica de cloratos.
APLICACIÓN
Como oxígeno molecular (O2 ) se utiliza en la industria del acero, en el
tratamiento de aguas negras, en el blanqueado de pulpa y papel, en sopletes
oxiacetilénicos, en medicina y en numerosas reacciones como agente
oxidante.
El oxígeno gaseoso, O2 es fundamental para la vida; es necesario para quemar los
combustibles fosiles y obtener 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 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
APLICACIÓN
El azufre es el segundo elemento no metal del grupo. a temperatura ambiente
es un solido amarillo palido que se encuentra libre en la naturaleza. lo
conocían los antiguos y se le menciona en el libro del genesis como piedra de
azufre. las moléculas de azufre contienen ocho atomos de azufre conectados a
un anillo; su formula es s8 . el azufre tiene una importancia especial en la
manufactura de neumáticos de hule y acido sulfurico, H2SO4 . Otros
compuestos de azufre son importantes para blanquear frutos y granos
Se usa en muchos procesos industriales como la producción de ácido sulfúrico
(sustancia química más importante a nivel industrial), en la fabricación de pólvora
y el vulcanizado del caucho. Algunos compuestos como los sulfitos tienen
propiedades blanqueadoras, otros tienen uso medicinal (sulfas, sulfato de
magnesio). También se utiliza en la elaboración de fertilizantes y como fungicida.

SELENIO
El selenio presenta tres formas alotrópicas:
 Se rojo: constituido por moléculas Se8.
 Se negro: anillos Sen con n muy grande y variable (forma amorfa).
 Se gris: de estructura similar a la del azufre plástico. Este alótropo presenta
aspecto metálico (es un semimetal) y es fotoconductor.
APLICACIÓN
El selenio es un no metal que presenta interesantes propiedades y usos. la
conductividad de este elemento aumenta con la intensidad de la luz. a causa
de esta fotoconductividad, el selenio se a utilizado en los medidores de luz
para camaras fotograficas y en fotocopiadoras, pero la preocupación que
origina su toxicidad ha hecho que disminuya su uso. el selenio tambien puede
convertir la corriente electrica alterna en corriente directa; se ha utilizado en
rectificadores, como los convertidores que se usan en los radios y grabadores
portátiles, y en herramientas electricas recargables. el color rojo que el selenio
imparte al vidrio lo hace util en la fabricación de lentes para señales luminosas.
Se utiliza básicamente en electricidad y electrónica, como en células solares y
rectificadores. Se añade a los aceros inoxidables y es catalizador de reacciones
de deshidrogenación. Algunos compuestos se emplean en la fabricación del vidrio
y esmaltes. Los sulfuros se usan en medicina veterinaria y champús. El dióxido de
selenio es un catalizador muy utilizado en reacciones de oxidación, hidrogenación
y deshidrogenación de compuesos orgánicos.

GRUPO 7- A DE LA TABLA PERIODICA
Los elementos de la tabla periodica que componen al grupo de los halógenos son:
 Flúor (F)
 Cloro (Cl)
 Bromo (Br)
 Iodo (I)
 Astato (At)
Son elementos muy reactivos, nunca se encuentran libres en la naturaleza. Tienen
siete electrones de valencia y una fuerte tendencia a ganar un electrón.
El flúor es un gas amarillo pálido que se emplea para producir compuestos
llamados clorofluorocarbonos, conocidos como CFC o freones, que se usan como
refrigerantes en los acondicionadores de aire. Otros compuestos de flúor se usan
para prevenir la caries y para mejorar las propiedades de los lubricantes
 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.
FLUOR
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
CARACTERISTICAS
El flúor es el elemento más electronegativo y reactivo y forma compuestos con
prácticamente todo el resto de elementos, incluyendo los gases
nobles xenón y radón. Su símbolo es F. Incluso en ausencia de luz y a bajas
temperaturas, el flúor reacciona explosivamente con el hidrógeno. El flúor
diatómico, F2, en condiciones normales es un gas corrosivo de color amarillo casi
blanco, fuertemente oxidante. Bajo un chorro de flúor en estado gaseoso,
el vidrio, metales, agua y otras sustancias, se queman en una llama brillante.
Siempre se encuentra en la naturaleza combinado y tiene tal afinidad por otros
elementos, especialmente silicio, que no se puede guardar en recipientes de
vidrio.
En disolución acuosa, el flúor se presenta normalmente en forma de ion fluoruro,
F-
. Otras formas son fluorocomplejos como el [FeF4]-
, o el H2F+
.

Los fluoruros son compuestos en los que el ion fluoruro se combina con algún
resto cargado positivamente.
APLICACIÓN
 El politetrafluoroetileno (PTFE), también denominado teflón, se obtiene a
través de la polimerización de tetrafluoroetileno que a su vez es generado a
partir de clorodifluorometano, que se obtiene finalmente a partir de la fluoración
del correspondiente derivado halogenado con fluoruro de hidrógeno (HF).
 También a partir de HF se
obtienen clorofluorocarburos (CFC), hidroclorofluorocarburos (HClFC)
e hidrofluorocarburos (HFC).
 Se emplea flúor en la síntesis del hexafluoruro de uranio, UF6, es el gas más
pesado conocido y se emplea en el enriquecimiento de uranio 235
U.
 El fluoruro de hidrógeno se emplea en la obtención de criolita sintética,
Na3AlF6, la cual se usa en el proceso de obtención de aluminio.
 Hay distintas sales de flúor con variadas aplicaciones[cita requerida]
. El fluoruro de
sodio, NaF, se emplea como agente fluorante; el difluoruro de amonio,
NH4HF2, se emplea en el tratamiento de superficies, anodizado del aluminio, o
en la industria del vidrio; el trifluoruro de boro, BF3, se emplea como
catalizador; etc.
 Algunos fluoruros se añaden a las pastas de dientes para la prevención
de caries.
 En algunos países se añade fluoruro a las aguas potables para prevenir la
aparición de caries, de lo que se suele avisar a la población. Algunos países
como Estados Unidos o España fluoran el agua potable, mientras que otros
como Alemania lo prohíben.
 Se emplea flúor monoatómico en la fabricación de semiconductores.
 El hexafluoruro de azufre, SF6, es un gas dieléctrico con aplicaciones
electrónicas. Este gas contribuye al efecto invernadero y está recogido en
el Protocolo de Kioto.
CLORO

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
Electronegatividad 3.0
Radio atómico (Å) -
Configuración
electrónica
[Ne]3s2
3p5
Primer potencial de
ionización (eV)
13,01
Punto de ebullición (ºC) -34,7
Descubridor
Carl Wilhelm
Scheele en 1774
CARACTERISTICAS
En la naturaleza no se encuentra en estado puro ya que reacciona con rapidez
con muchos elementos y compuestos químicos, por esta razón se encuentra
formando parte de cloruros (especialmente en forma de cloruro de
sodio), cloritos y cloratos , en las minas de sal y disuelto en el agua de mar.
APLICACIONES Y USOS
Producción de insumos industriales y para consumo
Las principales aplicaciones de cloro son en la producción de un amplio rango de
productos industriales y para consumo.1 2
Por ejemplo, es utilizado en la
elaboración de plásticos, solventes para lavado en seco y desgrasado de metales,
producción de agroquímicos y fármacos, insecticidas, colorantes y tintes, etc.
Purificación y desinfección
El cloro es un químico importante para la purificación del agua (como en plantas
de tratamiento de agua), en desinfectantes, y en la lejía. El cloro en agua es más
de tres veces más efectivo como agente desinfectante contra Escherichia coli que
una concentración equivalente de bromo, y más de seis veces más efectiva que
una concentración equivalente de yodo.3

El cloro como antiséptico fue introducido en 1835 por Holmes (en Boston)
y 1847 Semmelweis (en Viena). El cloro se emplea como desinfectante en
mobiliarios, equipos, instrumental y áreas hospitalarias. El cloro suele ser usado
en la forma de ácido hipocloroso para eliminar bacterias, hongos, parásitos y virus
en los suministros de agua potable y piscinas públicas. En la mayoría de piscinas
privadas, el cloro en sí no se usa, sino hipoclorito de sodio, formado a partir de
cloro e hidróxido de sodio, o tabletas sólidas de isocianuratos clorados. Incluso los
pequeños suministros de agua son clorados rutinariamente ahora.5
(Ver
también cloración)
Suele ser impráctico almacenar y usar el venenoso gas cloro para el tratamiento
de agua, así que se usan métodos alternativos para agregar cloro. Estos incluyen
soluciones de hipoclorito, que liberan gradualmente cloro al agua, y compuestos
como la dicloro-S-triazinatriona de sodio (dihidrato o anhidro), algunas veces
referido como "diclor", y la tricloro-S-triazinatriona, algunas veces referida como
"triclor". Estos compuestos son estables en estado sólido, y pueden ser usados en
forma de polvo, granular, o tableta. Cuando se agrega en pequeñas cantidades a
agua de piscina o sistemas de agua industrial, los átomos de cloro
son hidrolizados del resto de la molécula, formando ácido hipocloroso (HClO), que
actúa como un biocida general, matando gérmenes, microorganismos, algas, entre
otros de ahí su importancia en el empleo en Endodoncia como agente irrigante de
los conductos radiculares abordándose como solución en forma de hipoclorito de
sodio en distintas concentraciones sea 0,5 % o 0,2 % las más frecuentes
empleadas. El cloro también es usado como detergente para bacterias como el
bacillus reprindentius o como el martelianus marticus.
BROMO
Los bromuros como sedantes. El bromuro de plata en las placas fotográficas.
Número atómico 35

Configuración electrónica [Ar]3d10
4s2
4p5
Primer potencial
de ionización (eV)
11,91
Descubridor
Anthoine Balard en
1826
APLICACIÓN
Las aplicaciones químicas e industriales del bromo son numerosas y variadas,
destacando los compuestos organobromados, los cuales son preparados a partir
de bromo diatómico o bien de bromuro de hidrógeno (ácido bromhídrico en
disolución acuosa).
La prueba del bromo consiste en el uso de agua de bromo con el objetivo de
detectar la presencia de compuestos orgánicos insaturados.
Los bromuros actúan médicamente como sedantes y el bromuro de plata se utiliza
como un elemento fundamental en las placas fotográficas.
COMPUESTOS
Puede presentar distintos estados de oxidación. Los más comunes son -1 (lo más
común), +1 (con cloro) +3 (con flúor) y +5 (con oxígeno).
 El estado de oxidación +1 es poco estable, pero muy oxidante desde el punto
de vista cinético, en disolución acuosa y desproporciona a los estados de
oxidación -1 y +5. Por ejemplo, el ion hipobromito, BrO-
(sólo estable a bajas
temperaturas 0 °C).
 El estado de oxidación +3 es poco estable en disolución acuosa y
desproporciona a los estados de oxidación +1 y +5. Por ejemplo, el
ion bromito, BrO2
-
, o el ácido bromoso, HBrO2 (muy inestable).
 El estado de oxidación +5 es termodinámicamente estable frente a la
desproporción en disolución acuosa. Por ejemplo, el ion bromato, BrO3
-
. El
bromato es un oxidante fuerte (como el permanganato) más oxidante que el
clorato y cinéticamente más reactivo. Es además un carcinógeno (sospechas
muy fuertes).

 El ion perbromato, BrO4
-
, con un estado de oxidación +7, se reduce con
relativa facilidad y se prepara con dificultad: empleando flúor elemental o por
métodos electrolíticos, es un oxidante muy fuerte 1,8 aunque algo lento desde
el punto cinético.
El BrO3F (fluoruro de perbromilo) es un agente nuevo mucho más inestable que el
análogo clorado y tan reactivo que destruye hasta el teflón. Es también un ácido
de Lewis al contrario de su homólogo clorado fluoruro de perclorilo, formando un
complejo BrO3F2(-1) análogo al XeO3F2. Cuando reacciona con ácidos de Lewis el
bromo se reduce a +5 desprendiendo oxígeno, el análogo clorado no reaccciona
con pentafluoruro de antimonio SbF5.
 El bromo también forma compuestos con otros halógenos (interhalógenos).
Por ejemplo, BrF5, BrF3, IBr, etc.
El BrF5, es un líquido que reacciona explosivamente con casi todas las sustancias
muy similar en reactividad al ClF3 capaz de hacer arder a las sustancias utilizadas
como extintores, el agua, vidrio, óxidos, haluros y una amplia variedad de
sustancias inorgánicas reaccionan, las sustancias orgánicas reaccionan
explosivamente.
 Hay muchos compuestos en los que el bromo presenta estado de oxidación -1,
llamándose a éstos bromuros.
N-bromosuccinimida
Se pueden obtener fácilmente compuestos orgánicos bromados, por ejemplo,
mediante bromación radicalaria con bromo molecular y en presencia de luz o
empleando N-bromosuccinimida, o bien por reacciones de adición o de sustitución.
El compuesto orgánico bromuro de metilo, CH3Br, se emplea como plaguicida,
pero afecta a la capa de ozono. Se ha determinado que los átomos de bromo son
más eficaces que los de cloro en los mecanismos de destrucción de la capa de
ozono, sin embargo los átomos de bromo están en menor cantidad.
El bromuro de hidrógeno, HBr, se obtiene por reacción directa de bromo con
hidrógeno molecular o como subproducto de procesos de bromación de
compuestos orgánicos.A 400º ataca al vidrio.Es muy ácido. A partir de éste, se
pueden obtener distintos bromuros, por ejemplo:
HBr + NaOH → NaBr + H2O
Es mucho más inestable que su análogo clorado y es reductor.
El ácido nítrico oxida a los bromuros en presencia de nitritos enérgicamente.

El bromo en disolución acuosa puede desproporcionar:
Br2 + OH-
→ Br-
+ HBrO
Pero la reacción no transcurre en medio ácido.
También se puede obtener por oxidación el ion Br2
+
.
YODO
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
Configuración electrónica [Kr]4d10
5s2
5p5
Descubridor Bernard Courtois en 1811
CARACTERISTICAS
Al igual que todos los halógenos, forma un gran número de moléculas con otros
elementos, pero es el menos reactivo de los elementos del grupo, y tiene ciertas

características metálicas. Puede presentar diversos estados de oxidación: −1, +1,
+3, +5, +7. Reacciona con el mercurio y el azufre

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