Módulo Química

Maria Paula Bernal Bustos11-2

Institución Educativa Exalumnas de la Presentación

Ibagué – Tolima

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2017

Tabla de contenido Tabla Periódica

Definición Grupos Nomenclatura de grupos Periodos Bloques

Química Orgánica Definición

Química Inorgánica Definición

Grupo IV – A Carbono Silicio Germanio Estaño Plomo

Grupo V – A Nitrógeno Fosforo Arsénico Antimonio Bismuto

Grupo VI – A Oxigeno Azufre Selenio Telurio Polonio

Grupo VII – A Flúor Cloro Bromo Yodo

Bibliografía

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Tabla Periódica

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

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La tabla periódica actual es un sistema donde se clasifican los elementos conocidos hasta la fecha. Se colocan de izquierda a derecha y de arriba a abajo en orden creciente de sus números atómicos. Los elementos están ordenados en siete hileras horizontales llamadas periodos, y en 18 columnas verticales llamadas grupos o familias. Hacia abajo y a la izquierda aumenta el radio atómico y el radio iónico.Hacia arriba y a la derecha aumenta la energía de ionización, la afinidad electrónica y la electronegatividad.

GruposUn grupo es una columna de la tabla periódica de los elementos. Hay 18 grupos en la tabla periódica estándar.No es coincidencia que muchos de estos grupos correspondan a conocidas familias de elementos químicos, ya que la tabla periódica se ideó para ordenar estas familias de una forma coherente y fácil de ver. La explicación moderna del ordenamiento en la tabla periódica es que los elementos de un grupo tienen configuraciones electrónicas similares en los niveles de energía más exteriores; y como la mayoría de las propiedades químicas dependen profundamente de las interacciones de los electrones que están colocados en los niveles más externos los elementos de un mismo grupo tienen propiedades físicas y especialmente químicas parecidas.

Numeración de los gruposActualmente la forma en la que se suelen numerar los 18 grupos es empleando el sistema recomendado por la IUPAC (International Unión of Puré and App lied Chemistry) en 1985, que consiste en utilizar números arábigos. De esta forma la primera columna es el grupo 1, la segunda el grupo 2, y así hasta la decimoctava que corresponde al grupo 18.Anteriormente a la forma de la IUPAC existían dos maneras de nombrar los grupos empleando números romanos y letras, un sistema europeo y otro estadounidense, ambos cada vez más en desuso. En el sistema europeo primero se pone el número romano y luego una A si el elemento está a la izquierda o una B si lo está a la derecha. En el estadounidense se hace lo mismo pero la A se pone cuando se trata de elementos representativos (grupos 1, 2 y 13 a 18) y una B para los elementos de transición. En ambos casos, los grupos se numeran del I al VIII, comprendiendo el grupo octavo de los elementos de transición tres columnas de la tabla periódica que se denominan tríadas.

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IUPAC Europa

EE. UU.

Nombre

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Grupo 1 IA IA Metales alcalinosGrupo 2 IIA IIA Metales alcalinotérreosGrupo 3 IIIA IIIB Metales de transición

Los elementos del bloque f,lantánidos y actínidos reciben la denominación demetales de transición internao tierras raras.

Grupo 4 IVA IVBGrupo 5 VA VBGrupo 6 VIA VIBGrupo 7 VIIA VIIBGrupo 8 VIIIA VIIIBGrupo 9Grupo 10Grupo 11

IB IB

Grupo 12

IIB IIB

Grupo 13

IIIB IIIA Térreos

Grupo 14

IVB IVA Carbonoides

Grupo 15

VB VA Nitrogenoides

Grupo 16

VIB VIA Anfígenos o calcógenos

Grupo 17

VIIB VIIA Halógenos

Grupo 18

VIIIB VIIIA Gases nobles

Las denominaciones de los grupos 13 a 16 están en desuso

PeriodosEn la tabla periódica de los elementos, un periodo es cada fila de la tabla.El número de niveles energéticos que tiene un átomo determina el periodo al que pertenece. Cada nivel está dividido en distintos subniveles, que conforme aumenta su número atómico se van llenado en este orden:

1s2s 2p3s 3p4s 3d 4p5s 4d 5p6s 4f 5d 6p7s 5f 6d 7p

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Siguiendo esa norma, cada elemento se coloca según su configuración electrónica y da forma a la tabla periódica.Los elementos en el mismo período muestran tendencias similares en radio atómico, energía de ionización, afinidad electrónica y electronegatividad. En un período el radio atómico normalmente decrece si nos desplazamos hacia la derecha debido a que cada elemento sucesivo añadió protones y electrones, lo que provoca que este último sea arrastrado más cerca del núcleo. Esta disminución del radio atómico también causa que la energía de ionización y la electronegatividad aumenten de izquierda a derecha en un período, debido a la atracción que ejerce el núcleo sobre los electrones. La afinidad electrónica también muestra una leve tendencia a lo largo de un período. Los metales —a la izquierda— generalmente tienen una afinidad menor que los no metales —a la derecha del período—, excepto para los gases nobles.

La tabla periódica consta de 7 períodos:

Período 1 Período 2 Período 3 Período 4

Período 5 Período 6 Período 7

BloquesLa tabla periódica de los elementos se puede dividir en bloques de elementos según el orbital que estén ocupando los electrones más externos, tomando el bloque el nombre de dicho orbital, es decir s, p, d o f. Podría haber más elementos que llenarían otros orbitales, pero aún no se han sintetizado o descubierto; de ser el caso se continuaría con el orden alfabético para nombrarlos (el siguiente por descubrir sería el orbital o bloque g). Seguidamente se muestran los bloques en los que se divide la tabla periódica.

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Grupo 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18

Periodo

1 1H

2He

2 3Li

4Be

5B

6C

7N

8O

9F

10Ne

3 11 Na 

12 Mg 

13Al

14Si

15P

16S

17Cl

18Ar

4 19K

20Ca

21Sc

22Ti

23V

24Cr

25Mn

26Fe

27Co

28Ni

29Cu

30Zn

31Ga

32Ge

33As

34Se

35Br

36Kr

5 37Rb

38Sr

39Y

40Zr

41Nb

42Mo

43Tc

44Ru

45Rh

46Pd

47Ag

48Cd

49In

50Sn

51Sb

52Te

53I

54Xe

6 55Cs

56Ba * 71

Lu72Hf

73Ta

74W

75Re

76Os

77Ir

78Pt

79Au

80Hg

81Tl

82Pb

83Bi

84Po

85At

86Rn

7 87Fr

88Ra

**

103Lr

104Rf

105

Db

106

Sg

107

Bh

108

Hs

109

Mt

110

Ds

111

Rg

112

Uub

113

Uut

114

Uuq

115

Uup

116

Uuh

117

Uus

118Uuo

  *   57La

58Ce

59Pr

60Nd

61Pm

62Sm

63Eu

64Gd

65Tb

66Dy

67Ho

68Er

69Tm

70Yb

** 89Ac

90Th

91Pa

92U

93Np

94Pu

95Am

96Cm

97Bk

98Cf

99Es

100

Fm

101

Md

102

No Bloque s 

 Bloque p 

 Bloque d 

 Bloque f 

 ¿Bloque g? 

Los elementos químicos del bloque g representan un grupo hipotético, no observado, de elementos que estarían más allá de los ya descubiertos transuránidos, y en donde se ocuparía un nuevo orbital (véase configuración electrónica).No se sabe bien dónde comenzaría este bloque g dentro de la tabla periódica de los elementos. En principio, sería en el elemento de número atómico 121 o 122.

 Bloque s 

 Bloque p 

 Bloque d 

 Bloque f 

 Bloque g 

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Química OrgánicaLa Química Orgánica se define como la rama de

la Química que estudia la estructura, comportamiento, propiedades y usos de los compuestos que contienen carbono, tanto de origen natural como artificial. Al compuesto que contienen carbono se les llama compuestos orgánicos.

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Esta definición excluye algunos compuestos tales como los óxidos de carbono, las sales del carbono y los cianuros y derivados, los cuales por sus características pertenecen al campo de la química inorgánica. Pero éstos, son solo unos cuantos compuestos contra los miles de compuestos que estudia la química orgánica.

Los seres vivos estamos formados por compuestos orgánicos, pero hay muchos compuestos orgánicos que no están presentes en los seres vivos.

También podríamos decir que la química orgánica es la que estudia las moléculas que contienen carbono (C) y forman enlaces covalentes carbono-carbono o carbono-hidrógeno y otros heterotermos.

Los compuestos orgánicos presentan una enorme variedad de propiedades y aplicaciones, entre los que podemos citar: plásticos, detergentes, pinturas, explosivos, productos farmacéuticos, colorantes, insecticidas, perfumes, etc

Química InorgánicaLa química inorgánica se encarga del estudio integrado de la formación, composición, estructura y reacciones químicas de los elementos y compuestos inorgánicos (por ejemplo, ácido sulfúrico o carbonato cálcico); es decir, los que no poseen enlaces carbono-hidrógeno, porque éstos pertenecen al campo de la química orgánica. Dicha separación no es siempre clara, como por ejemplo en la química organometálica que es una superposición de ambas.Antiguamente se definía como la química de la materia inorgánica, pero quedó obsoleta al desecharse la hipótesis de la fuerza vital, característica que se suponía propia de la materia viva que no podía ser creada y permitía la creación de las moléculas orgánicas. Se suele clasificar los compuestos inorgánicos según su función en ácidos, bases, óxidos y sales, y los óxidos se les suele dividir en óxidos metálicos (óxidos básicos o anhídridos básicos) y óxidos no metálicos (óxidos ácidos o anhídridos ácidos).

Grupo IV-A de la tabla periódica

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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.

1. Carbono (C): Es un elemento químico de número atómico 6, es un sólido a temperatura

ambiente. Es el pilar básico de la química orgánica; se conocen cerca de 16

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millones de compuestos de carbono, aumentando este número en unos 500.000 compuestos por año, y forma parte de todos los seres vivos conocidos. Forma el 0,2 % de la corteza terrestre.

CARACTERÍSTICAS GENERALESNombre: Carbono Símbolo: CNúmero atómico: 6 Masa atómica

(una): 12,0107Período: 2 Grupo: IVA (carbono

ideos)Bloque: p (representativo) Valencias: +2, +4, -4

PROPIEDADES PERIÓDICASConfiguración electrónica: [He] 2s22p2

Radio atómico (Å): 0,91

Radio iónico (Å): 2,6 (-4) Radio covalente (Å): 0,77

Energía de ionización (kJ/mol): 1087

Electronegatividad: 2,55

Afinidad electrónica (kJ/mol): 154

 

Características: El carbono es un elemento que posee formas alotrópicas, un caso fascinante lo encontramos en el grafito y en el diamante, el primero corresponde a uno de las sustancias más blandas y el segundo a uno de los elementos más duros y otro caso con el carbón y el diamante, el carbón es tienen un precio comercial bastante bajo en cambio el diamante es conocido por ser una de las piedras más costosas del mundo. Presenta una gran afinidad para enlazarse químicamente con otros átomos pequeños, incluyendo otros átomos de carbono con los que puede formar largas cadenas, y su pequeño radio atómico le permite formar enlaces múltiples.

Estados alotrópicos: Se conocen cinco formas alotrópicas del carbono, una de las formas como encontramos el carbono es el grafito el grafito tienen exactamente la misma cantidad de átomos que el diamante la única variación que este presenta esta en la estructura la estructura del diamante es tetraédrica y la del grafito es mucho más sencilla. Pero por estar dispuestos en diferente forma, su textura, fuerza y color son diferentes.

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Métodos de obtención El carbono se encuentra - frecuentemente muy

puro - en la naturaleza, en estado elemental, en las formas alotrópicas diamante y grafito. El material natural más rico en carbono es el carbón (del cual existen algunas variedades).

Grafito: Se encuentra en algunos yacimientos naturales muy puro. Se obtiene artificialmente por descomposición del carburo de silicio en un horno eléctrico.

Diamante: Existen en la naturaleza, en el seno de rocas eruptivas y en el fondo del mar. En la industria se obtiene tratando grafito a 3000 K de temperatura y a una presión entre 125 - 150 atm. Por ser la velocidad de transformación de grafito en diamante muy lenta, se utilizan metales de transición, en trazas, como catalizadores (hierro, níquel, platino).

Carbón de coque: muy rico en carbono, es el producto residual en la destilación de la hulla.

Carbono amorfo: Negro de humo y carbón activo: Son formas del carbono finamente divididas. El primero se prepara por combustión incompleta de sustancias orgánicas; la llama deposita sobre superficies metálicas, frías, partículas muy finas de carbón. El carbón activo se obtiene por descomposición térmica de sustancias orgánicas.

Fullerentos: Estas sustancias se encuentran en el humo de los fuegos y en las estrellas gigantes rojas. Se obtienen, artificialmente, haciendo saltar un arco entre dos electrodos de grafito o sublimando grafito por acción de un láser.

 Aplicaciones

Grafito:

Construcción de reactores nucleares. Construcción de electrodos para la industria

electrolítica, por su conductividad eléctrica. Lubricante sólido, por ser blando y untuoso. Construcción de minas de lapiceros, la dureza de la

mina se consigue mezclando el grafito con arcilla. Construcción de crisoles de alta temperatura,

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debido al elevado punto de fusión del grafito.

Diamante:

Tallados en brillantes se emplean en joyería. Taladradoras. Cojinetes de ejes en aparatos de precisión.

Carbón de coque:

Se utiliza como combustible. Se utiliza para la reducción de óxidos metálicos en

metalurgia extractiva.

Negro de humo:

Colorante. Fabricación de tintas de imprenta. Llantas de automóviles.

Carbón activo:

Adsorbente de gases. Catalizador. Decolorante. Purificación de aguas potables. En máscaras de gases. En filtros de cigarrillos.

Fullerentos:

Propiedades conductoras, semiconductoras o aislantes, en función del metal con que se contaminen.

Lubricante. Inhibición de la proteasa del virus del SIDA. Fabricación de fibras.

Compuestos de carbono:

El dióxido de carbono se utiliza para carbonatación de bebidas, en extintores de fuego y como enfriador (hielo seco, en estado sólido).

El monóxido de carbono se emplea como agente reductor en procesos metalúrgicos.

El tetracloruro de carbono y el desulfuro de carbono se usan como disolventes industriales importantes.

El freón se utilizaba en aparatos de refrigeración,

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hecho que está desapareciendo, debido a lo dañino de este compuesto para la capa de ozono.

El carburo cálcico se emplea para preparar acetileno y para soldar y cortar metales.

Los carburos metálicos se emplean como refractarios.

El carbono junto al hierro forma el acero.

2. Silicio: Es un metaloide de numero atómico 14 de grupo A4. El silicio es el segundo elemento más abundante de la corteza terrestre (27,7% en peso) Se presenta en forma amorfa y cristalizada; el primero es un polvo parduzco, más activo que la variante cristalina, que se presenta en octaedros de color azul grisáceo y brillo metálico.

CARACTERÍSTICAS GENERALESNombre: Silicio Símbolo: SiNúmero atómico: 14 Masa atómica

(una): 28,0855Período: 3 Grupo: IVA (carbono ideos)Bloque: p (representativo) Valencias: +2, +4, -4

PROPIEDADES PERIÓDICASConfiguración electrónica: [Ne] Radio atómico (Å): 1,32

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3s2 3p2

Radio iónico (Å): 0,41 (+4) Radio covalente (Å): 1,11Energía de ionización (kJ/mol): 786 Electronegatividad: 1,90Afinidad electrónica (kJ/mol): 134  

PROPIEDADES FÍSICASDensidad (g/cm3): 2,33 Color: gris con brillo

metálicoPunto de fusión (pc): 1414 Punto de ebullición

(ºC): 2680Volumen atómico (cm3/mol): 12,06  

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

Estados del silicio: El silicio lo podemos encontrar en diversas formas en polvo, policristal ver y olivino

Métodos de obtención Mediante aluminotermia a partir de la sílice, óxido

de silicio, y tratando el producto con ácido clorhídrico en el cual el silicio es insoluble.

Reducción de sílice con carbono o carburo de calcio en un horno eléctrico con electrodos de carbono.

Reducción de tetracloruro de silicio con hidrógeno (para obtenerlo de forma muy pura).

El silicio hiperpuro se obtiene por reducción térmica de triclorosilano, HSiCl3, ultrapuro en atmósfera de hidrógeno y posterior fusión por zonas a vacío.

                                                                                                                                                      

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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.

  3. Germanio: Elemento químico, metálico, gris plata, quebradizo, símbolo Ge, número

atómico 32, peso atómico 72.59, punto de fusión 937.4ºC (1719ºF) y punto de ebullición 2830ºC (5130ºF), con propiedades entre el silicio y estaño. El germanio se encuentra muy distribuido en la corteza terrestre con una abundancia de 6.7 partes por millon (ppm). El germanio tiene una apariencia metálica, pero exhibe las propiedades físicas y químicas de un metal sólo en condiciones especiales, dado que está localizado en la tabla periódica en donde ocurre la transición de metales a no metales.

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CARACTERÍSTICAS GENERALESNombre: Germanio Símbolo: GeNúmero atómico: 32 Masa atómica

(uma): 72,61Período: 4 Grupo: IVA (carbonoideos)Bloque: p (representativo) Valencias: +2, +4, 

PROPIEDADES PERIÓDICASConfiguración electrónica: [Ar] 3d10 4s2 4p2

Radio atómico (Å): 1,25

Radio iónico (Å):0,53 (+4), 0,93 (+2)

Radio covalente (Å): 1,22

Energía de ionización (kJ/mol): 784 Electronegatividad: 2,01Afinidad electrónica (kJ/mol): 116  

PROPIEDADES FÍSICASDensidad (g/cm3): 5,323 Color: Grisáceo Punto de fusión (ºC): 938 Punto de ebullición

(ºC): 2830Volumen atómico (cm3/mol): 13,64  

Características: Es un metaloide sólido duro, cristalino, de color blanco grisáceo lustroso, quebradizo, que conserva el brillo a temperaturas ordinarias. Presenta la misma estructura cristalina que el diamante y resiste a los ácidos y álcalis.Forma gran número de compuestos organometálicos y es un importante material semiconductor utilizado en transistores y fotodetectores. A diferencia de la mayoría de semiconductores, el germanio tiene una pequeña banda prohibida (band gap) por lo que responde de forma eficaz a la radiación infrarroja y puede usarse en amplificadores de baja intensidad.

Métodos de obtención Se obtiene como subproducto en los procesos

de obtención de cobre, zinc y en las cenizas de ciertos carbones. Para la purificación ulterior se utiliza el proceso llamado fusión por zonas.

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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.

4. Estaño: El estaño se conoce desde antiguo: en Mesopotamia se hacían armas de bronce, Plinio menciona una aleación de estaño y plomo, los romanos recubrían con estaño el interior de recipientes de cobre. Representa el 0,00023% en peso de la corteza. Raramente se encuentra nativo, siendo su principal mineral la casiterita (SnO2). También tiene importancia la estannita o pirita de estaño. La casiterita se muele y enriquece en SnO2 por flotación, éste se tuesta y se calienta con coque en un horno, con lo que se obtiene el metal. Para purificarlo (sobre todo de hierro) se eliminan las impurezas subiendo un poco por encima de la temperatura de fusión del estaño, con lo que éste sale en forma líquida.

CARACTERÍSTICAS GENERALESNombre: Estaño Símbolo: SnNúmero atómico: 50 Masa atómica

(uma): 118,710Período: 5 Grupo: IVA

(carbonoideos)Bloque: p (representativo) Valencias: +2, +4

PROPIEDADES PERIÓDICASConfiguración electrónica: [Kr] 4d10 5s2 5p2

Radio atómico (Å): 1,58

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Radio iónico (Å): 0,71 (+4), 1,12 (+2)

Radio covalente (Å): 1,41

Energía de ionización (kJ/mol): 707

Electronegatividad: 1,96

Afinidad electrónica (kJ/mol): 116

 PROPIEDADES FÍSICAS

Densidad (g/cm3): 7,31 Color: Blanco plateado

Punto de fusión (ºC): 232 Punto de ebullición (ºC): 2602

Volumen atómico (cm3/mol): 16,29

 

 

Características: Es un metal, maleable, que no se oxida  y es resistente a la corrosión. Se encuentra en muchas aleaciones y se usa para recubrir otros metales protegiéndolos de la corrosión. Una de sus características más llamativas es que bajo determinadas condiciones forma la peste del estaño.

Formas alotrópicas: El estaño puro tiene dos variantes alotrópicas: El estaño gris, polvo no metálico, conductor, de estructura cúbica y estable a temperaturas inferiores a 13,2 °C, que es muy frágil y tiene un peso específico más bajo que el blanco. 

Métodos de obtenciónEl estaño se obtiene del mineral casiterita (óxido de estaño (IV)). Dicho mineral se muele y se enriquece en dióxido de estaño por flotación, después se tuesta y se calienta con coque en un horno de reverbero con lo cual se obtiene el metal.

Aplicaciones Se 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.

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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.

5. Plomo: Es un elemento de la tabla periódica, cuyo símbolo es Pb y su número atómico es 82  Dmitri Mendeléyev   químico no lo reconocía como un elemento metálico común por su gran elasticidad molecular. Cabe destacar que la elasticidad de este elemento depende de las temperaturas del ambiente, las cuales distienden sus átomos, o los extienden. El plomo es un metal de densidad relativa 11,45 a 16 °C tiene una  plateada con tono azulado, que se empaña para adquirir un color gris mate. Es flexible, in-elástico y se funde con facilidad. Su fusión se produce a 326,4 °C y hierve a 1745 °C. Las valencias químicas normales son 2 y 4.

CARACTERÍSTICAS GENERALESNombre: Plomo Símbolo: PbNúmero atómico: 82 Masa atómica

(uma): 207,2Período: 6 Grupo: IVA

(carbonoideos)Bloque: p (representativo) Valencias: +2, +4

PROPIEDADES PERIÓDICASConfiguración electrónica: [Xe] 4f14 5d10 6s2 6p2

Radio atómico (Å): 1,75

Radio iónico (Å): 0,84 (+4), 1,20 (+2)

Radio covalente (Å): 1,47

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Energía de ionización (kJ/mol): 716 Electronegatividad:,33

Afinidad electrónica (kJ/mol): 35  PROPIEDADES FÍSICAS

Densidad (g/cm3): 11,342 Color: Blanco azulado  

Punto de fusión (ºC): 328 Punto de ebullición (ºC): 1749

Volumen atómico (cm3/mol): 18,27  

Características: Los compuestos de plomo más utilizados en la industria son los óxidos de plomo, el tetraetilo de plomo y los silicatos de plomo. Una de las características del plomo es que forma aleaciones con muchos metales como el calcio estaño y bronce, y, en general, se emplea en esta forma en la mayor parte de sus aplicaciones. Es un metal pesado y tóxico, y la intoxicación por plomo se denomina saturnismo o plumbosis.

Métodos de obtención El metal se obtiene a partir de los sulfuros minerales; el cual, tras

un previo enriquecimiento es tostado y sinterizado en un horno, obteniéndose así el óxido de plomo (II), el cual se reduce con carbón de coque a plomo metal impuro (plomo de obra). El plomo se purifica por métodos pirometalúrgicos o electrolíticos.

 

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

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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 V-A de la tabla periódica

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

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existe como gas diatómico (N2), forma numerosos óxidos, tiene tendencia a aceptar tres electrones y formar el ion nitruro N 3-

1. NitrógenoElemento 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.

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2.

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CARACTERÍSTICAS GENERALESNombre: Nitrógeno Símbolo: NNúmero atómico: 7 Masa atómica

(uma): 14,0067Período: 2 Grupo: VA

(nitrogenoideos)Bloque: p (representativo) Valencias: +1, +2, +3, -

3, +4, +5PROPIEDADES PERIÓDICAS

Configuración electrónica: [He] 2s2 2p3

Radio atómico (Å): 0,92

Radio iónico (Å): 1,71 (-3) Radio covalente (Å): 0,92

Energía de ionización (kJ/mol): 1400

Electronegatividad: 3,04

Afinidad electrónica (kJ/mol): 7

 

PROPIEDADES FÍSICASDensidad (g/cm3): 0,0012506 (0 ºC)

Color: Incoloro

Punto de fusión (ºC): -210 P. de ebullición (ºC): -196

Volumen atómico (cm3/mol): 13,54

 

Métodos de obtención Se obtiene de la atmósfera (su fuente inagotable) por

licuación y destilación fraccionada. Se obtiene, muy puro, mediante descomposición térmica (70

ºC) del nitrito amónico en disolución acuosa. Por descomposición de amoniaco (1000 ºC) en presencia de

níquel en polvo.

Aplicaciones El nitrógeno se utiliza en la industria electrónica para crear

atmósferas inertes para producir transistores y diodos. Se utiliza en la industria del petróleo para incrementar la

presión en los pozos y forzar la salida del crudo. Se usa como atmósfera inerte en tanques de explosivos

líquidos. El ácido nítrico, compuesto del nitrógeno, se utiliza para

fabricar nitratos y nitrar sustancias orgánicas. El dióxido de nitrógeno se utiliza como anestésico. Los cianuros se utilizan para producir acero templado.

 

2.FósforoSímbolo P, número atómico 15, peso atómico 30.9738. El fósforo forma la base de gran número de compuestos, de los cuales los más importantes son los fosfatos. En todas las formas de vida, los fosfatos desempeñan un papel esencial en los procesos de transferencia de energía, como el metabolismo, la fotosíntesis, la función nerviosa y la acción muscular. Los ácidos nucleicos, que entre otras cosas forman el material hereditario (los cromosomas), son fosfatos, así como cierto número de coenzimas. Los esqueletos de los animales están formados por fosfato de calcio.

CARACTERÍSTICAS GENERALESNombre: Fósforo Símbolo: PNúmero atómico: 15 Masa atómica

(uma): 30,9738Período: 3 Grupo: VA

(nitrogenoideos)Bloque: p (representativo)

Valencias: +1, +2, +3, +5, -2, -3

PROPIEDADES PERIÓDICASConfiguración electrónica: [Ne] 3s2 3p3

Radio atómico (Å): 1,1

Radio iónico (Å): 0,34 (+5)

Radio covalente (Å): 1,06

Energía de ionización (kJ/mol): 1011

Electronegatividad:19

Afinidad electrónica (kJ/mol): 72

 

PROPIEDADES FÍSICASDensidad (g/cm3): 1,82 Color: BlancoPunto de fusión (ºC): 44 P. de ebullición

(ºC): 280Volumen atómico (cm3/mol): 17,02

Cerca de tres cuartas partes del fósforo total (en todas sus formas químicas) se emplean en Estados Unidos como fertilizantes. Otras aplicaciones importantes son como relleno de detergentes, nutrientes suplementarios en alimentos para

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animales, ablandadores de agua, aditivos para alimentos y fármacos, agentes de revestimiento en el tratamiento de superficies metálicas, aditivos en metalurgia, plastificantes, insecticidas y aditivos de productos petroleros.

Métodos de obtención Se obtiene por métodos electroquímicos, en atmósfera seca, a

partir del mineral (fosfato) molido mezclado con coque y arena y calentado a 1400 ºC en un horno eléctrico o de fuel. Los gases de salida se filtran y enfrían hasta 50 ºC con lo que condensa el fósforo blanco, que se recoge bajo agua o ácido fosfórico. Calentando suavemente se transforma en fósforo rojo.

Aplicaciones El fósforo rojo se usa, junto al trisulfuro de tetrafósforo, P4S3,

en la fabricación de fósforos de seguridad. El fósforo puede utilizarse para: pesticidas, pirotecnia,

bombas incendiarias, bombas de humo, balas trazadoras, etc. El fósforo (sobre todo blanco y rojo) se emplea principalmente

en la fabricación de ácido fosfórico, fosfatos y polifosfatos (detergentes).

El pentaóxido de fósforo se utiliza como agente desecante. El hidruro de fósforo, PH3 (fosfina), es un gas enormemente

venenoso. Se emplea en el dopado de semiconductores y en la fumigación de cereales.

El trisulfuro de tetrafósforo constituye la masa incendiaria de las cerillas.

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Los fosfatos se usan en la producción de vidrios especiales, como los usados en las lámparas de sodio.

El fosfato de calcio tratado con ácido sulfúrico origina superfosfato. tratado con ácido fosfórico origina superfosfato doble. Estos superfosfatos se utilizan ampliamente como fertilizantes.

La ceniza de huesos, compuesta por fosfato de calcio, se ha usado para fabricar porcelana y producir fosfato monocálcico, que se utiliza en polvos de levadura panadera.

El fosfato sódico es un agente limpiador, cuya función es ablandar el agua e impedir la formación de costras en caldera y la corrosión de tuberías y tubos de calderas.

Los fosfatos desempeñan un papel esencial en los procesos biológicos de transferencia de energía: metabolismo, fotosíntesis, función nerviosa y muscular. Los ácidos nucléicos que forman el material genético son polifosfatos y coenzimas.

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3. ArsénicoElemento químico, cuyo símbolo es As y su número atómico, 33. El arsénico se encuentra distribuido ampliamente en la naturaleza (cerca de 5 x 10-4% de la corteza terrestre). Es uno de los 22 elementos conocidos que se componen de un solo nucleido estable, 7533As; el peso atómico es de 74.922. Se conocen otros 17 nucleidos radiactivos de As.

Al arsénico se le encuentra natural como mineral de cobalto, aunque por lo general está en la superficie de las rocas combinado con azufre o metales como Mn, Fe, Co, Ni, Ag o Sn. El principal mineral del arsénico es el FeAsS (arsenopirita, pilo); otros arseniuros metálicos son los minerales FeAs2 (löllingita), NiAs (nicolita), CoAsS (cobalto brillante), NiAsS (gersdorfita) y CoAs2 (esmaltita). Los arseniatos y tioarseniatos naturales son comunes y la mayor parte de los minerales de sulfuro contienen arsénico. La As4S4 (realgarita) y As4S6 (oropimente) son los minerales más importantes que contienen azufre. El óxido, arsenolita, As4O6, se encuentra como producto de la alteración debida a los agentes atmosféricos de otros minerales de arsénico, y también se recupera de los polvos colectados de los conductos durante la extracción de Ni, Cu y Sn; igualmente se obtiene al calcinar los arseniuros de Fe, Co o Ni con aire u óxigeno. El elemento puede obtenerse por calcinación de FeAsS o FeAs2 en ausencia de aire o por reducción de As4O6 con carbonato, cuando se sublima As4.

 

Métodos de obtención Se obtiene a partir del mineral arsenopirita (FeAsS). Se

calienta, con lo cual el arsénico sublima y queda un residuo sólido de sulfuro ferroso.

Aplicaciones El arsénico se utiliza en los bronces, en pirotecnia y como

dopante en transistores y otros dispositivos de estado sólido. El arseniuro de galio se emplea en la construcción de láseres

ya que convierte la electricidad en luz coherente.

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CARACTERÍSTICAS GENERALESNombre: Arsénico Símbolo: AsNúmero atómico: 33 Masa atómica

(uma): 74,9216Período: 4 Grupo: VA

(nitrogenoideos)Bloque: p (representativo) Valencias: +3, +5, -3

PROPIEDADES PERIÓDICASConfiguración electrónica: [Ar] 3d10 4s2 4p3

Radio atómico (Å): 1,39

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

Radio covalente (Å): 1,19

Energía de ionización (kJ/mol): 947

Electronegatividad: 2,18

Afinidad electrónica (kJ/mol): 78

 

PROPIEDADES FÍSICASDensidad (g/cm3): 5,73 Color: GrisPunto de fusión (ºC): 817 (a 28 atm)

P. de ebullición (ºC): 613 (sublima)

Volumen atómico (cm3/mol): 12,95

 

El óxido de arsénico (III) se emplea en la industria del vidrio, además de como veneno.

La arsina (trihidruro de arsénico) es un gas tremendamente venenoso.

Los sulfuros de arsénico; por ejemplo, el oropimente, se usan como colorantes.

 

4. AntimonioElemento químico con símbolo Sb y número atómico 51. El antimonio no es un elemento abundante en la naturaleza; raras veces se encuentra en forma natural, a menudo como una mezcla isomorfa con arsénico: la allemonita. Su símbolo Sb se deriva de la palabra latina stibium. El antimonio se presenta en dos formas: amarilla y gris. La forma amarilla es metaestable, y se compone de moléculas Sb4, se le encuentra en el vapor de antimonio y es la unidad estructural del antimonio amarillo; la forma gris es metálica, la cual cristaliza en capas formando una estructura romboédrica.

CARACTERÍSTICAS GENERALESNombre: Antimonio  Símbolo: SbNúmero atómico: 51 Masa atómica

(uma): 121,760Período: 5 Grupo: VA

(nitrogenoideos)Bloque: p (representativo) Valencias: +3, +5, -3

PROPIEDADES PERIÓDICASConfiguración electrónica: [Kr] 4d10 5s2 5p3

Radio atómico (Å): 1,45

Radio iónico (Å): 0,62 (+5), 2,45 (-3)

Radio covalente (Å): 1,38

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Energía de ionización (kJ/mol): 834

Electronegatividad: 2,05

Afinidad electrónica (kJ/mol): 103

 

PROPIEDADES FÍSICASDensidad (g/cm3): 6,697 Color: Blanco azuladoPunto de fusión (ºC): 631 P. de ebullición

(ºC): 1587Volumen atómico (cm3/mol): 18,19

 

 

El antimonio se encuentra principalmente en la naturaleza como Sb2S3 (estibnita, antimonita); el Sb2O3 (valentinita) se halla como producto de descomposición de la estibnita. Forma parte por lo general de los minerales de cobre, plata y plomo. También se encuentran en la naturaleza los antimoniuros metálicos NiSb (breithaupita), NiSbS (ulmanita) y Ag2Sb (dicrasita); existen numerosos tioantimoniatos como el Ag3SbS3 (pirargirita).

Métodos de obtención Se obtiene fundiendo el mineral estibina, para concentrarlo

en Sb2S3 y éste se tuesta a Sb2O3 que se reduce con carbón. Se purifica mediante fusión por zonas.

Se obtiene como subproducto en los procesos metalúrgicos de cobre y plomo.

Aplicaciones Usado en la tecnología de semiconductores para fabricar

detectores infrarrojos, diodos y dispositivos de efecto Hall. Aleado con plomo incrementa la dureza de este metal. Se

usa para baterías, aleaciones antifricción, armas pequeñas, balas trazadoras, revestimientos de cables, etc.

El sulfuro de antimonio (III) se emplea en la obtención de antimonio, para preparar la masa inflamable de las cerillas, en fabricación de vidrios coloreados, barnices y en

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pirotecnia. El cloruro de antimonio (III) se usa como catalizador.

5. BismutoElemento metálico, Bi, de número atómico 83 y peso atómico 208.980, pertenece al grupo Va de la tabla periódica. Es el elemento más metálico en este grupo, tanto en propiedades físicas como químicas. El único isótopo estable es el de masa 209. Se estima que la corteza terrestre contiene cerca de 0.00002% de bismuto. Existe en la naturaleza como metal libre y en minerales. Los principales depósitos están en Sudamérica, pero en Estados Unidos se obtiene principalmente como subproducto del refinado de los minerales de cobre y plomo.

Métodos de obtención A partir de los minerales que contienen bismuto, se obtiene el

óxido de bismuto (III), el cual se reduce con carbón a bismuto bruto. Se purifica mediante fusión por zonas.

Se obtiene como subproducto del refinado de metales como:

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CARACTERÍSTICAS GENERALESNombre: Bismuto Símbolo: BiNúmero atómico: 83 Masa atómica

(uma): 208,980Período: 6 Grupo: VA

(nitrogenoideos)Bloque: p (representativo) Valencias: +3, +5, -3

PROPIEDADES PERIÓDICASConfiguración electrónica: [Xe] 4f14 5d10 6s2 6p3

Radio atómico (Å): 1,70

Radio iónico (Å): 0,74 (+5), 1,20 (+3)

Radio covalente (Å): 1,46

Energía de ionización (kJ/mol): 703

Electronegatividad: 2,02

Afinidad electrónica (kJ/mol): 91

 

PROPIEDADES FÍSICASDensidad (g/cm3): 9,780 Color: BlancoPunto de fusión (ºC): 271 P. de ebullición

(ºC): 1564Volumen atómico (cm3/mol): 21,37

 

plomo, cobre, oro, plata y estaño.

Aplicaciones Aleado junto a otros metales tales como: estaño, cadmio, ...,

origina materiales de bajo punto de fusión utilizadas en sistemas de detección y extinción de incendios.

Aleado con manganeso se obtiene el "bismanol" usado para la fabricación de imanes permanentes muy potentes.

Se emplea en termopares y como "carrier" de 235U o 237U del combustible de reactores nucleares.

Se emplea como catalizador en la obtención de fibras acrílicas. El óxido de bismuto (III) se emplea para fabricar vidrios de alto

índice de refracción y esmaltes de color amarillo. El oxicloruro de bismuto, BiOCl, se emplea en cosmética y en

fabricación de perlas artificiales.

 

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Grupo VI-A de la tabla periódica

El grupo VIA del sistema Periódico o grupo del oxígeno está formado por los elementos: oxígeno, azufre, selenio, telurio, polonio.

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.

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.

1 .Oxígeno Elemento químico gaseoso, símbolo O, número atómico 8 y peso atómico 15.9994. Es de gran interés por ser el elemento esencial en los procesos de respiración de la mayor parte de las células vivas y en los procesos de combustión. Es el elemento

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más abundante en la corteza terrestre. Cerca de una quinta parte (en volumen) del aire es oxígeno.Existen equipos capaces de concentrar el oxígeno del aire. Son los llamados generadores o concentradores de oxígeno, que son los utilizados en los bares de oxígeno.El oxígeno gaseoso no combinado suele existir en forma de moléculas diatómicas, O2, pero también existe en forma triatómica, O3, llamada ozono.

CARACTERÍSTICAS GENERALESNombre: Oxígeno Símbolo: ONúmero atómico: 8 Masa atómica

(uma): 15,9994Período: 2 Grupo: VIABloque: p (representativo) Valencias: -2

PROPIEDADES PERIÓDICASConfiguración electrónica: [He] 2s2 2p4

Radio atómico (Å): -

Radio iónico (Å):1,4 (-2) Radio covalente (Å): 0,73

Energía de ionización (kJ/mol): 1314

Electronegatividad: 3,5

Afinidad electrónica (kJ/mol): 141

 

PROPIEDADES FÍSICASDensidad (g/cm3): 0,001429 Color: IncoloroPunto de fusión (ºC): -219 Punto de ebullición

(ºC): -183Volumen atómico (cm3/mol): 14,4

 

 

Métodos de obtención Licuación del aire y destilación fraccionada del mismo (99%

de la producción). Electrólisis de agua.

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Calentamiento de clorato de potasio con dióxido de manganeso como catalizador.

Descomposición térmica de óxidos. Descomposición catalítica de peróxidos.

 

Aplicaciones Utilizado en hospitales para favorecer la respiración de los

pacientes con problemas cardiorrespiratorios. Se debe mezclar con gases nobles, pues inhalar oxígeno puro puede ser peligroso.

Utilizado en soldadura oxiacetilénica. Síntesis de metanol y de óxido de etileno. Combustible de cohetes. Hornos de obtención de acero. Por acción de descargas eléctricas o radiación ultravioleta

sobre el oxígeno se genera el ozono.

2. AzufreElemento químico, S, de número atómico 16. Los isótopos estables conocidos y sus porcentajes aproximados de abundancia en el azufre natural son éstos: 32S (95.1%); 33S (0.74%); 34S (4.2%) y 36S (0.016%). La proporción del azufre en la corteza terrestre es de 0.03-0.1%. Con frecuencia se encuentra como elemento libre cerca de las regiones volvánicas (depósitos impuros).

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Propiedades: Los alótropos del azufre (diferentes formas cristalinas) han sido estudiados ampliamente, pero hasta ahora las diversas modificaciones en las cuales existen para cada estado (gas, líquido y sólido) del azufre elemental no se han dilucidado por completo.

CARACTERÍSTICAS GENERALESNombre: Azufre Símbolo: SNúmero atómico: 16 Masa atómica

(uma): 32,066Período: 3 Grupo: VIA (anfígenos)Bloque: p (representativo) Valencias: -2, +2, +4,

+6PROPIEDADES PERIÓDICAS

Configuración electrónica: [Ne] 3s2 3p4

Radio atómico (Å):

Radio iónico (Å):1,84 (-2) Radio covalente (Å): 1,02

Energía de ionización (kJ/mol): 1000

Electronegatividad:

Afinidad electrónica (kJ/mol): 200

 

PROPIEDADES FÍSICASDensidad (g/cm3): 2,07 (rómbico)

Color: Amarillo

Punto de fusión (ºC):115 Punto de ebullición (ºC): 445

Volumen atómico (cm3/mol): 15,5

 

Métodos de obtención Se obtiene de domos salinos de la costa del Golfo de México

mediante el método Frasch: se introduce agua

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sobrecalentada (180 ºC) que funde el azufre y, con ayuda de aire comprimido, sube a la superficie.

 

Aplicaciones Fabricación de pólvora negra, junto a carbono y nitrato

potásico. Vulcanización del caucho. Fabricación de cementos y aislantes eléctricos. Fabricación de cerillas, colorantes y también como fungicida

(vid). Fabricación de ácido sulfúrico (el producto químico más

importante de la industria química de cualquier país). Este ácido se emplea para: producción de abonos minerales (superfosfatos), explosivos, seda artificial, colorantes, vidrios, en acumuladores, como desecante y reactivo químico.

El dióxido de azufre sirve para obtener ácido sulfuroso además de sulfúrico. Las sales del ácido sulfuroso tienen aplicaciones en la industria papelera, como fumigantes, blanqueadores de frutos secos, ...

3. SelenioElemento químico, símbolo Se, número atómico 34 y peso atómico 78.96. Sus propiedades son semejantes a las del telurio.La abundancia de este elemento, ampliamente distribuido en la corteza terrestre, se estima aproximadamente en 7 x 10-5% por peso, encontrándose en forma de seleniuros de elementos pesados y, en menor cantidad, como

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elemento libre en asociación con azufre elemental. Sus minerales no se encuentran en suficiente cantidad para tener utilidad, como fuente comercial del elemento, y por ello los minerales de sulfuro de cobre seleníferos son los que representan la fuente primaria.

CARACTERÍSTICAS GENERALESNombre: Selenio Símbolo: SeNúmero atómico: 34 Masa atómica

(uma): 78,96Período: 4 Grupo: VIA

(anfígenos)Bloque: p (representativo) Valencias: -2, +4,

+6PROPIEDADES PERIÓDICAS

Configuración electrónica: [Ar] 3d10 4s2 4p4

Radio atómico (Å): 1,40

Radio iónico (Å):1,98 (-2) Radio covalente (Å): 1,16

Energía de ionización (kJ/mol): 941

Electronegatividad: 2,55

Afinidad electrónica (kJ/mol): 195

 

PROPIEDADES FÍSICASDensidad (g/cm3): 4,792 Color: GrisPunto de fusión (ºC): 221 Punto de ebullición

(ºC): 685Volumen atómico (cm3/mol): 16,42

 

 

Métodos de obtención  Se obtiene del ánodo de una cuba electrolítica utilizada para

el proceso de refinado del cobre y de la plata. El selenio se recupera por tostación de los lodos anódicos, formándose el dióxido de selenio que, por reacción con dióxido de azufre, origina el selenio.

Aplicaciones pág. 40

El selenio presenta propiedades fotovoltaicas (convierte directamente luz en electricidad) y fotoconductivas (la resistencia eléctrica decrece al aumentar la iluminación). todo esto lo hace útil en la producción de fotocélulas y exposímetros para uso fotográfico y en células solares.

El selenio es capaz de convertir corriente alterna en corriente contínua, por lo que se emplea en rectificadores. Por debajo de su punto de fusión es un semiconductor tipo p, con aplicaciones en electrónica.

Se emplea en xerografía para fotocopiadoras, en la industria del vidrio para decolorar vidrios y en la obtención de vidrios y esmaltes color rubí.

Se usa como tóner fotográfico, aditivo de aceros inoxidables y aleaciones de cobre.

4. TelurioElemento químico de símbolo Te, número atómico 52 y peso atómico 127.60. Existen ocho isótopos estables del telurio. El telurio constituye aproximadamente el 10-9 % de la roca ígnea que hay en la Tierra. Se encuentra como elemento libre, asociado algunas veces con selenio, y también existe como telururo de silvanita (teluro gráfico), nagiagita (telurio negro), hessita, tetradimita, altaita, coloradoita y otros telururos de plata y oro, así como el óxido, telurio ocre.Existen dos modificaciones alotrópicas importantes del telurio elemental: la forma cristalina y la amorfa. La forma cristalina tiene un color blanco plateado y apariencia metálica. Esta forma se funde a 449.5ºC (841.6ºF). Tiene una densidad relativa de 6.24 y una dureza de 2.5 en la escala de Mohs. La forma amorfa (castaña) tiene una densidad relativa de 6.015. El telurio se quema en aire despidiendo una flama azul y forma dióxido

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de telurio, TeO2. Reacciona con los halógenos, pero no con azufre o selenio, y forma, entre otros productos, tanto el anión telururo dinegativo (Te2-), que se asemeja al selenuro, como el catión tetrapositivo (Te4+), que se parece al platino (IV).

CARACTERÍSTICAS GENERALESNombre: Telurio Símbolo: TeNúmero atómico: 52 Masa atómica

(uma): 127,60Período: 5 Grupo: VIA (anfígenos)Bloque: p (representativo) Valencias: -2, +2, +4, +6

PROPIEDADES PERIÓDICASConfiguración electrónica: [Kr] 4d10 5s2 5p4

Radio atómico (Å): 1,40

Radio iónico (Å): 0,56 (+6), 2,21 (-2)

Radio covalente (Å): 1,35

Energía de ionización (kJ/mol): 870 Electronegatividad: 2,1Afinidad electrónica (kJ/mol): 190  

PROPIEDADES FÍSICASDensidad (g/cm3): 6,24 Color: PlateadoPunto de fusión (ºC): 450 Punto de ebullición

(ºC): 988Volumen atómico (cm3/mol): 20,46  

Métodos de obtención  Se obtiene de los barros anódicos del refinado

electrolítico del cobre.

 

Aplicaciones Es un semiconductor tipo p. Aleado con plomo previene la corrosión de este ultimo. Se alea con hierro colado, acero y cobre para favorecer

su mecanizado.

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El telurio se emplea en cerámica. El telururo de bismuto se emplea para dispositivos

termoeléctricos.

 

Métodos de obtención Bombardeando bismuto natural (209Bi) con neutrones se obtiene

el isótopo del bismuto 210Bi, el cual mediante desintegración origina el polonio.

 

Aplicaciones Mezclado o aleado con berilio es una fuente de neutrones. Se emplea en cepillos para eliminar el polvo de películas

fotográficas. Se utiliza en fuentes termoeléctricas ligeras para satélites

espaciales, ya que casi toda la radiación alfa que emite es atrapada por la propia fuente sólida y por el contenedor.

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5. PolonioElemento químico, símbolo Po, de número atómico 84. Marie Curie descubrió el radioisótopo 210Po en la pecblenda (uraninita), isótopo que es el penúltimo miembro de las series del decaimiento del radio. Todos los isótopos del polonio son radiactivos y de vida media corta, excepto los tres emisores alfa, producidos artificialmente. 208Po (2.9 años) y 209Po (100 años), y el natural, 210Po (138.4 días).El polonio (210Po) se utiliza principalmente en la producción de fuentes de neutrones. Puede usarse también en eliminadores de estática, y cuando está incorporado en la aleación de los electrodos de las bujías, se dice que favorece las propiedades enfriantes en los motores de combustión interna.

CARACTERÍSTICAS GENERALESNombre: Polonio Símbolo: Po

Número atómico: 84 Masa atómica (uma): (208,98)

Período: 6 Grupo: VIA (anfígenos)

Bloque: p (representativo) Valencias: -2, +2, +4, +6

PROPIEDADES PERIÓDICASConfiguración electrónica: [Xe] 4f14 5d10 6s2 6p4

Radio atómico (Å): 1,76

Radio iónico (Å): -  Radio covalente (Å): 1,46

Energía de ionización (kJ/mol): 812

Electronegatividad: 2,00

Afinidad electrónica (kJ/mol): 174  PROPIEDADES FÍSICAS

Densidad (g/cm3): 9,320 Color: Plateado

Punto de fusión (ºC): 254 Punto de ebullición (ºC): 962

Volumen atómico (cm3/mol): 22,53   

Grupo VII-A de la tabla periódica

El grupo VIIA del Sistema Periódico o grupo de los Halógenos (que proviene del griego y significa formadores de sales) se caracteriza por el carácter iónico de muchos de sus compuestos, al reaccionar con metales.

La configuración electrónica externa de sus átomos nos indica que les falta un solo electrón para completar el nivel y adquirir la estructura correspondiente al gas noble que le sigue en el Sistema Periódico. Por ello, forman iones negativos con gran facilidad.

Presentan una gran reactividad, siendo mayor en el flúor y disminuyendo conforme descendemos en el grupo.

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.

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1. FlúorSímbolo F, número atómico 9, miembro de la familia de los halógenos con el número y peso atómicos más bajos. Aunque sólo el isótopo con peso atómico 19 es estable, se han preparado de manera artificial los isótopos radiactivos, con pesos atómicos 17 y 22, el flúor es el elemento más electronegativo, y por un margen importante, el elemento no metálico más energético químicamente.

Métodos de obtención Mediante electrólisis de fluoruro ácido de potasio anhidro

(KF · 3HF) fundido a temperaturas entre 70 - 130 ºC. Como subproducto en la síntesis de ácido fosfórico y

superfosfatos.

Aplicaciones Enriquecimiento del isótopo fisionable 235U, mediante

formación del hexafluoruro de uranio y posterior separación por difusión gaseosa.

Propelente de cohetes. El ácido fluorhídrico se emplea para: grabado de vidrio,

tratamiento de la madera, semiconductores y en la fabricación de hidrocarburos fluorados.

En pequeñas cantidades, el ion fluoruro previene la caries dental. el ion fluoruro facilita la formación de fluoroapatito, Ca5(PO4)3F, en lugar de apatito, Ca5(PO4)3(OH), más soluble en ácidos. Debe añadirse al agua para impedir la caries (se añade en forma de Na2SiF6, NaF y HF en concentraciones de 1 mg / l).

El hexafluoruro de azufre se utiliza como material dieléctrico.

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CARACTERÍSTICAS GENERALESNombre: Flúor Símbolo: FNúmero atómico: 9 Masa atómica

(uma): 18,9984

Período: 2 Grupo: VIIABloque: p (representativo) Valencias: -1

PROPIEDADES PERIÓDICASConfiguración electrónica: [He] 2s2 2p5

Radio atómico (Å): -

Radio iónico (Å): 1,36 (-1) Radio covalente (Å): 0,72

Energía de ionización (kJ/mol):1681

Electronegatividad: 4

Afinidad electrónica (kJ/mol): 328

 

PROPIEDADES FÍSICASDensidad (g/cm3): 0,001696 (0 ºC)

Color: Amarillo-verdoso

Punto de fusión (ºC): -220 P. de ebullición (ºC): -188

Volumen atómico (cm3/mol): 17,1

 

La criolita, Na2AlF6 se utiliza como electrólito en la metalurgia del aluminio.

El fluoruro de calcio se introduce en alto horno y reduce la viscosidad de la escoria en la metalurgia del hierro.

2. CloroElemento químico, símbolo Cl, de número atómico 17 y peso atómico 35.453. El cloro existe como un gas amarillo-verdoso a temperaturas y presiones ordinarias. Es el segundo en reactividad entre los halógenos, sólo después del flúor, y de aquí que se encuentre libre en la naturaleza sólo a las temperaturas elevadas de los gases volcánicos. Se estima que 0.045% de la corteza terrestre es cloro. Se combina con metales, no metales y materiales orgánicos para formar cientos de compuestos.Propiedades: El cloro presente en la naturaleza se forma de los isótopos estables de masa 35 y 37; se han preparado artificialmente isótopos radiactivos. El gas diatómico tiene un peso molecular de 70.906. El punto de ebullición del cloro líquido (de color amarillo-oro) es –34.05ºC a 760 mm de Hg (101.325 kilopascales) y el punto de fusión del cloro sólido es –100.98ºC.

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Métodos de obtención Electrólisis de cloruros o del ácido clorhídrico. Se obtiene

como subproducto de la obtención de metales alcalinos y alcalino-térreos.

 

Aplicaciones

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CARACTERÍSTICAS GENERALESNombre: Cloro Símbolo: ClNúmero atómico: 17 Masa atómica (uma): 35,4527Período: 3 Grupo: VIIA (halógenos)Bloque: p (representativo) Valencias: -1, +1, +3, +5, +7

PROPIEDADES PERIÓDICASConfiguración electrónica: [Ne] 3s2 3p5

Radio atómico (Å): -

Radio iónico (Å): 1,81 (-1) Radio covalente (Å): 0,99Energía de ionización (kJ/mol):1251

Electronegatividad: 3,16

Afinidad electrónica (kJ/mol): 349

 

PROPIEDADES FÍSICASDensidad (g/cm3): 0,003214 (0 ºC)

Color: Amarillo-verdoso

Punto de fusión (ºC): -102 P. de ebullición (ºC): -34Volumen atómico (cm3/mol): 17,39

 

Potabilizar y depurar el agua para consumo humano. Producción de papel, colorantes ,textiles, productos derivados del

petróleo, antisépticos, insecticidas, medicamentos, disolventes, pinturas, plásticos, etc.

En grandes cantidades, el cloro es consumido, para: productos sanitarios, blanqueantes, desinfectantes y productos textiles.

Producción de ácido clorhídrico, cloratos (usados como oxidantes, fuentes de oxígeno en fósforos en explosivos), cloroformo y tetracloruro de carbono (estas dos últimas sustancias se emplean para obtener refrigerantes, propulsores y plásticos).

En la extracción de bromo.

 

3. BromoElemento químico, Br, número atómico 35 y peso atómico 79.909, por lo común existe como Br2; líquido de olor intenso e irritante, rojo oscuro y de bajo punto de ebullición, pero de alta densidad. Es el único elemento no metálico líquido a temperatura y presión normales. Es muy reactivo químicamente; elemento del grupo de los halógenos, sus propiedades son intermedias entre las del cloro y las del yodo.Los estados de valencia más estables de las sales de bromo son 1- y 5+, aunque también se conocen 1+, 3+ y 7+. Dentro de amplios límites de temperatura y presión, las moléculas en el líquido y el vapor son diatómicas Br2, con un peso molecular de 159.818. Hay dos isótopos estables (79Br y 81Br)

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que existen en la naturaleza en proporciones casi idénticas, de modo que el peso atómico es de 79.909.

Métodos de obtención Oxidación de bromuros con cloro. El bromo que se obtiene se

condensa, destila y deseca. En el laboratorio se obtiene por acción del ácido sulfúrico

sobre bromuro potásico con dióxido de manganeso como catalizador.

 

Aplicaciones Su principal aplicación es la obtención del 1,2-dibromoetano,

CH2Br-CH2Br, que se añade a la gasolina para evitar que los óxidos de plomo se depositen en los tubos de escape, ya que reacciona con el plomo para formar dibromuro de plomo, volátil, que sale al aire y provoca graves problemas de salud. La reducción del plomotetraetilo (antidetonante) en las gasolinas ha afectado seriamente a la producción de bromo.

El bromuro de metilo se emplea como fumigante. El hexabromobenceno y el hexabromociclododecano se

emplean como agentes antiinflamables. El bromo se emplea en la fabricación de fibras artificiales. El bromo se usa para la desinfección de aguas de piscinas. Los bromuros inorgánicos (bromuro de plata) se emplean en

fotografía.

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CARACTERÍSTICAS GENERALESNombre: Bromo Símbolo: BrNúmero atómico: 35 Masa atómica

(uma): 79,904Período: 4 Grupo: VIIA

(halógenos)Bloque: p (representativo) Valencias: -1, +1, +3,

+5, +7PROPIEDADES PERIÓDICAS

Configuración electrónica: [Ar] 3d10 4s2 4p5

Radio atómico (Å): -

Radio iónico (Å): 1,95 (-1), 0,39 (+7)

Radio covalente (Å): 1,14

Energía de ionización (kJ/mol): 1140

Electronegatividad: 2,96

Afinidad electrónica (kJ/mol): 325

 

PROPIEDADES FÍSICASDensidad (g/cm3): 3,113 Color: Marrón-rojizoPunto de fusión (ºC): - 7 P. de ebullición

(ºC): 58Volumen atómico (cm3/mol): 23,5

 

4. YodoElemento no metálico, símbolo I, número atómico 53, masa atómica relativa 126.904, el más pesado de los halógenos (halogenuros) que se encuentran en la naturaleza. En condiciones normales, el yodo es un sólido negro, lustroso, y volátil; recibe su nombre por su vapor de color violeta.La química del yodo, como la de los otros halogenos, se ve dominada por la facilidad con la que el átomo adquiere un electrón para formar el ion yoduro, I-, o un solo enlace covalente –I, y por la formación, con elementos más electronegativos, de compuestos en que el estado de oxidación formal del yodo es +1, +3, +5 o +7.

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Métodos de obtención Mediante reacción química del yodato de calcio con dióxido

de azufre. Por extracción de las cenizas de algas. Para obtenerlo ultrapuro se hace reaccionar yoduro potásico

con sulfato de cobre.

 

Aplicaciones pág. 51

CARACTERÍSTICAS GENERALESNombre: Yodo Símbolo: INúmero atómico: 53 Masa atómica

(uma): 126,9045Período: 5 Grupo: VIIA

(halógenos)Bloque: p (representativo)

Valencias: -1, +1, +3, +5, +7

PROPIEDADES PERIÓDICASConfiguración electrónica: [Kr] 4d10 5s2 5p5

Radio atómico (Å): -

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

Radio covalente (Å): 1,33

Energía de ionización (kJ/mol):1008

Electronegatividad: 2,66

Afinidad electrónica (kJ/mol): 295

 

PROPIEDADES FÍSICASDensidad (g/cm3): 4,930 Color: Negro-violetaPunto de fusión (ºC): 114

P. de ebullición (ºC): 184

Volumen atómico (cm3/mol): 25,72

 

El yodo se emplea como desinfectante de aguas, catalizador en la fabricación de gomas y colorantes.

El yoduro de plata se emplea en fotografía. Se emplea en medicina: ingestión de yoduros y tiroxina (que contiene

yodo), el agua de yodo se emplea como desinfectante de heridas. Se adiciona, en forma de yoduro, a la sal de mesa, para evitar

carencias alimentarias y posibles problemas de bocio.

5.ÁstatoElemento químico con símbolo At y número atómico 85. El ástato es el elemento más pesado del grupo de los halógenos, ocupa el lugar debajo del yodo en el grupo VII de la tabla periódica. El ástato es un elemento muy inestable, que existe sólo en formas radiactivas de vida corta. Se han preparado unos 25 isótopos mediante reacciones nucleares de transmutación artificial. El isótopo con mayor tiempo de vida es el 210At, el cual decae en un tiempo de vida media de sólo 8.3 h. Es improbable que una forma más estable, o de vida más larga, pueda encontrarse en la naturaleza o prepararse en forma artificial. El isótopo más importante es el 211At y se utiliza en marcaje isotópico. El ástato se encuentra en la naturaleza como parte integrante de los minerales de uranio, pero sólo en cantidades traza de isótopos de vida corta, continuamente abastecidos por el lento decaimiento del uranio. La cantidad total de ástato en la corteza terrestre es menor que 28 g (1 onza).

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Métodos de obtención Se obtiene de la misma manera en que se hizo

inicialmente, es decir, bombardeando el isótopo 209-Bi con partículas alfa.

 

Aplicaciones No tiene.

 

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CARACTERÍSTICAS GENERALESNombre: Astato Símbolo: AtNúmero atómico: 85 Masa atómica

(uma): (209,99)Período: 6 Grupo: VIIA

(halógenos)Bloque: p (representativo) Valencias: -1, +1,

+5PROPIEDADES PERIÓDICAS

Configuración electrónica: [Xe] 4f14 5d10 6s2 6p5

Radio atómico (Å): -

Radio iónico (Å): -  Radio covalente (Å): -

Energía de ionización (kJ/mol): 930

Electronegatividad: 2,20

Afinidad electrónica (kJ/mol): 270

 

PROPIEDADES FÍSICASDensidad (g/cm3): - Color: -Punto de fusión (ºC): (302) estimado

Punto de ebullición (ºC): -

Volumen atómico (cm3/mol): -

 

Bibliografía

http://www.lenntech.es/periodica/ elementos/at.htm

http://www.quimicaweb.net/tablaperiodica/ paginas/astato.HTM

http://www.fullquimica.com/2011/11/tabla- periodica-grupo-va-nitrogenoides.html

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