quimica primer periodo grupos de la tabla periodica

1. Grupos 4,5,6,7 A de la tabla periódica
Juliana Peñaloza
Institución Educativa Exalumnas De La Presentación
Química
Ibagué-Tolima
2019
11.A

3. Identificar los diferentes grupos de la tabla periódica como el 4A –
5A – 6A -7A. En la actualidad la Tabla periódica de los elementos
químicos es obra del químico austríaco Friedrich Adolf Paneth y del
químico suizo, Alfred Werner. En ella los elementos conocidos hasta
el momento se clasifican en orden según su número atómico, con
una estructura de dieciocho columnas, y
siete filas. A las filas se las conoce como
períodos, y a las columnas, como grupos.
 :
 Nombres y símbolos para cada elemento que lo
constituyen.
 Propiedades físicas y químicas de los elementos más
importantes de los grupos
 Origen, ubicación y efectos ambientales sobre el agua,
aire o suelo de dichos elementos o sus compuestos

4. GRUPO 4A
Los elementos que componen a la familia del carbono o carbonoides son:
 Carbono (C)
 Silicio (Si)
 Germanio (Ge)
 Estaño (Sn)
 Plomo (Pb)
El carbono es un no metal, es uno de los elementos mas significativos de la tabla
periódica porque integra una gran cantidad de compuestos, y entre ellos a las
sustancias que forman a los seres vivos. El carbono se presenta en la naturaleza
formando distintas sustancias, como carbón de piedra, petróleo, grafito, diamante
y carbonatos.
La mayor parte de las rocas está formada por silicio, es por lo tanto el elemento
mas abundante de la corteza terrestre. Actualmente se usa como semiconductor
de los circuitos de las computadoras.
GRUPO 5A
El grupo del nitrógeno o de los nitrogenados conforma el grupo 15 de la tabla
periódica (antiguo grupo VA) y está compuesto por los siguientes elementos:
nitrógeno, fósforo, arsénico, antimonio y bismuto. Todos ellos poseen 5 electrones
de valencia (última capa s2p3).
Suelen formar enlaces covalentes entre el nitrogeno y el fosforo.
Propiedades
A alta temperatura son muy reactivos y suelen formarse enlaces covalentes entre
el N y el P y enlaces iónicos entre Sb y Bi y otros elementos. El nitrógeno
reacciona con O2 y H2 a altas temperaturas.
Ejemplo de reacción con H2:
N2 + 3H2 → 2NH3
El bismuto reacciona con O2 y con halógenos, formando bismita y bismutina entre
otros compuestos..
A continuación se muestra una tabla con las características generales de estos
elementos.
Propiedad N P As Sb Bi

5. Estructura electrónica externa 2 s² 2 p³ 3 s² 3 p³ 4 s² 4 p³ 5 s² 5 p³ 6 s² 6 p³
Densidad (Kg/m³) 1’25 (1) 1.820 5.780 6.690 8.900
Punto de fusión (°C) -210 44 814 613 271
1ª Energía de ionización (KJ/mol) 1.402 1.012 947 834 703
Electronegatividad 3’0 2’1 2’1 1’9 1’8
Estados de oxidación comunes -3, +5 ±3, +5 ±3, +5 ±3, +5 ±3, +5
Debido a su configuración electrónica, estos elementos no tienden a formar
compuestos iónicos, más bien forman enlaces covalentes.
El carácter metálico aumenta considerablemente conforme se desciende en el
grupo, siendo el nitrógeno y el fósforo no-metales, el arsénico y el antimonio
semimetales y el bismuto un metal.
GRUPO 6A
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.

6.  El oxígeno, azufre, selenio y telurio tienden a aceptar dos electrones
formando compuestos iónicos. Estos elementos también pueden formar
compuestos moleculares con otros no metales, en especial el oxígeno.
 El polonio es un elemento radioactivo, difícil de estudiar en el laboratorio.
Pérdida de electrones
El alto valor de los potenciales de ionización, pero sobre todo el alto poder
polarizante de sus cationes (debido a su pequeño tamaño) hacen que sólo el
polonio dé lugar a sales . Sin embargo, sí que se conocen sales de cationes
poliatómicos.
Ganancia de electrones
Pueden actuar como aniones dinegativos, -2 , nunca mononegativos, ya que la
mayor energía de red de los compuestos resultantes compensa el valor
desfavorable de la electroafinidad. Dado que el tamaño del anión -2 crece
conforme se desciende en el grupo, también lo hace su polarizabilidad, de modo
que los sulfuros, seleniuros y telururos poseen un marcado carácter covalente que
aumenta en dicho sentido. Se conocen también polianiones Eln2-.
Compartición de los electrones
Caben dos posibilidades:
 Formación de dos enlaces σ sencillos.
 Formación de un enlace doble σ + π.
El segundo caso sólo se da cuando los dos átomos implicados son de pequeño
tamaño (o en todo caso uno de ellos de tamaño moderado), ya que la eficacia de
los solapamientos laterales de orbitales (enlaces π) decrece muy rápidamente
conforme aumenta la distancia internuclear, mientras que la eficacia del
solapamiento frontal σ, lo hace más lentamente.
Capa de valencia
La presencia de pares electrónicos sin compartir en la capa de valencia permite la
formación de, al menos, un tercer enlace covalente dativo. Además, la presencia
de pares de electrones no compartidos puede influir en la fortaleza del enlace.
 Debilitando el enlace con otros átomos que presenten también pares
electrónicos de no enlace.
 Fortaleciendo el enlace con átomos que dispongan de orbitales vacantes de
energía adecuada.
Salvo el cabeza de grupo, pueden ampliar su octeto, actuando como
hipervalentes. En estos casos es frecuente la formación de enlaces múltiples, ya

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

8. Cicloazufre, cadenas Sn (n = 3-10), S2
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.
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.
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.

9.  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.
 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
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.

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

11.  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.
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 1s22s22p5

12. 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]3s23p5
Primer potencial de
ionización (eV)
13,01
Masa atómica (g/mol) 35,453
Densidad (g/ml) 1,56
Punto de ebullición (ºC) -34,7
Punto de fusión (ºC) -101,0
Descubridor
Carl Wilhelm
Scheele en 1774

13. 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]3d104s24p5
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

14. Radio iónico (Å) 2,16
Radio atómico (Å) -
Configuración electrónica [Kr]4d105s25p5
Primer potencial de ionización (eV) 10,51
Masa atómica (g/mol) 126,904
Densidad (g/ml) 4,94
Punto de ebullición (ºC) 183
Punto de fusión (ºC) 113,7
Descubridor Bernard Courtois en 1811
Origen, ubicación y efectos ambientales sobre el agua, aire o suelo de
dichos elementos o sus compuestos:
Flúor
Descubridor: Henri Moissan.
Lugar de descubrimiento: Francia.
Año de descubrimiento: 1886.
Origen del nombre: De la palabra latina "fluere", que significa "fluir".
Efecto ambiental: En el medio ambiente el flúor no puede ser destruído;
solamente puede cambiar de forma. El flúor que se encuentra en el suelo puede
acumularse en las plantas. La cantidad de flúor que tomen las plantas depende del
tipo de planta, del tipo de suelo y de la cantidad y tipo de flúor que se encuentre en
el suelo. En las plantas que son sensibles a la exposición del flúor incluso bajas
concentraciones de flúor pueden provocar daños en las hojas y una disminución
del crecimiento.
Los animales que ingieren plantas que contienen flúor pueden acumular grandes
cantidades de flúor en sus cuerpos. El flúor se acumula principalmente en los
huesos. Como consecuencia, los animales expuestos a elevadas concentraciones
de flúor sufren de caries y degradación de los huesos.
Cloro
Descubridor: Carl Wilhelm Scheele

15. Lugar de descubrimiento: Suecia.
Año de descubrimiento: 1774.
Origen del nombre: De la palabra griega "chloros", que significa "verde pálido",
reflejando el color del gas.
Efecto ambiental: El cloro se disuelve cuando se mezcla con el agua. También
puede escaparse del agua e incorporarse al aire bajo ciertas condiciones. La
mayoría de las emisiones de cloro al medio ambiente son al aire y a las aguas
superficiales. Una vez en el aire o en el agua, el cloro reacciona con otros
compuestos químicos. Se combina con material inorgánico en el agua para formar
sales de cloro, y con materia orgánica para formar compuestos orgánicos
clorinados.
Bromo:
Descubridor: Antoine J. Balard.
Lugar de descubrimiento: Francia.
Año de descubrimiento: 1826.
Origen del nombre: De la palabra griega "brómos" que significa "fetidez", debido
al fuerte y desagradable olor de este elemento, sobre todo de sus vapores.
Efecto Ambiental: Los bromuros orgánicos son a menudo aplicados como
agentes desinfectantes y protectores, debido a sus efectos perjudiciales para los
microorganismos. Cuando se aplican en invernaderos y en campos de cultivo
pueden ser arrastrados fácilmente hasta las aguas superficiales, lo que tiene
efectos muy negativos para la salud de las daphnia, peces, langostas y algas.
Los bromuros orgánicos son también perjudiciales para los mamíferos,
especialmente cuando se acumulan en los cuerpos de sus presas. Los efectos
más importantes sobre los animales son daños nerviosos y daños en el ADN, lo
que puede aumentar las probabilidades de desarrollar cáncer.
Los bromuros orgánicos no son muy biodegradables; cuando son descompuestos
se forman bromuros inorgánicos. Éstos pueden dañar el sistema nervioso si son
absorbidos en grandes dosis.
Yodo
Descubridor: Bernard Courtois.
Lugar de descubrimiento: Francia.
Año de descubrimiento: 1811.

16. Origen del nombre: De la palabra griega "iodes" que significa "violeta", aludiendo
al color de los vapores del yodo.
Efecto ambiental: El yodo puede ser radioactivo. Los isótopos radioactivos se
forman de manera natural durante reacciones químicas en la atmósfera. La
mayoría de los isótopos radioactivos del yodo tienen unas vidas medias muy
cortas y se transformarán rápidamente en compuestos estables de yodo. Sin
embargo, hay una forma radioactiva del yodo que tiene una vida media de
millones de años y que es seriamente perjudicial para el medio ambiente. Este
isótopo entra en el aire desde las plantas de energía nuclear, donde se forma
durante el procesamiento del uranio y el plutonio. Los accidentes en las plantas
nucleares han provocado la emisión de grandes cantidades de yodo radioactivo al
aire.
Ástato
Descubridor: Dale Corson, K. MacKenzie, Emilio Segrè.
Lugar de descubrimiento: USA.
Año de descubrimiento: 1940.
Origen del nombre: De la palabra griega "astatos" que significa "inestable",
debido a que este elemento carecía de isótopos estables.
Efecto ambiental: El Ástato no se da en cantidades significativas en la biosfera,
así que normalmente nunca presenta riesgos