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INSTITUCIÓN EDUCATIVA EXALUMNAS

DE LA PRESENTACIÓN

Ana María Muñoz Rocha

MÓDULO DE QUÍMICA

La Tabla Periódica

11°2

Ibagué – Tolima

2017

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¿QUÉ ES LA TABLA PERIÓDICA?

La tabla periódica es un esquema que incluye a los elementos químicos dispuestos por orden de número atómico creciente y en una forma que refleja la estructura de los elementos.

Los elementos están ordenados en siete hileras horizontales, llamadas periodos, y en 18 columnas verticales, llamadas grupos.

El primer periodo (la primera hilera), que contiene dos elementos, el hidrógeno y el helio, y los dos periodos siguientes, cada uno con ocho elementos, se llaman periodos cortos. Los periodos restantes, llamados periodos largos, contienen 18 elementos en el caso de los periodos 4 y 5, o 32 elementos en el del periodo 6.

El periodo largo 7 incluye el grupo de los actínidos, que ha sido completado sintetizando núcleos radiactivos más allá del elemento 92, el uranio.

Los grupos o columnas verticales de la tabla periódica se clasifican tradicionalmente de izquierda a derecha utilizando números romanos seguidos de las letras 'A' o 'B', en donde la 'B' se refiere a los elementos de transición.

La tabla periódica nos ayuda a clasificar, organizar y distribuir de forma

correcta todos los elementos químicos.

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Grupo de la tabla periódica A las columnas verticales de la tabla periódica se les conoce como grupos. Todos los elementos que pertenecen a un grupo tienen la misma valencia atómica, y por ello, tienen características o propiedades similares entre sí. Numerados de izquierda a derecha utilizando números arábigos, según la última

recomendación de la IUPAC (según la antigua propuesta de la IUPAC) de 1988,2

los grupos de la tabla periódica son:

Grupo 1 (I A): los metales alcalinos

Grupo 2 (II A): los metales alcalinotérreos

Grupo 3 (III B): Familia del Escandio

Grupo 4 (IV B): Familia del Titanio

Grupo 5 (V B): Familia del Vanadio

Grupo 6 (VI B): Familia del Cromo

Grupo 7 (VII B): Familia del Manganeso

Grupo 8 (VIII B): Familia del Hierro

Grupo 9 (IX B): Familia del Cobalto

Grupo 10 (X B): Familia del Níquel

Grupo 11 (I B): Familia del Cobre

Grupo 12 (II B): Familia del Zinc

Grupo 13 (III A): los térreos

Grupo 14 (IV A): los carbonoideos

Grupo 15 (V A): los nitrogenoideos

Grupo 16 (VI A): los calcógenos o anfígenos

Grupo 17 (VII A): los halógenos

Grupo 18 (VIII A): los gases nobles

Períodos de la tabla periódica Las filas horizontales de la tabla periódica son llamadas períodos. Contrario a como ocurre en el caso de los grupos de la tabla periódica, los elementos que componen una misma fila tienen propiedades diferentes pero masas similares: todos los elementos de un período tienen el mismo número de orbitales. Siguiendo esa norma, cada elemento se coloca según su configuración electrónica. El primer período solo tiene dos miembros: hidrógeno y helio; ambos tienen sólo el orbital 1s.

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L A T A B L A P E R I O D I C A C O N S T A D E 7 P E R Í O D O S

Período 1 Un elemento del periodo 1 es uno de los elementos químicos de la primera de siete filas (o períodos) de la tabla periódica de los elementos químicos. El número del período indica el número del nivel de energía principal que los electrones comienzan a llenar.1 El primer período solo llena el primer nivel de energía (1s) y contiene menos elementos que cualquier otra fila de la tabla, sólo dos: el hidrógeno y el helio. Estos elementos se agrupan en la primera fila en virtud de propiedades que comparten entre sí. Período 2 Un elemento del periodo 2 es uno de los elementos químicos de la segunda fila (o periodo) de la tabla periódica de los elementos químicos. La tabla periódica está compuesta en hileras para ilustrar tendencias recurrentes (periódicas) en el comportamiento químico de los elementos a medida que aumenta el número atómico: se comienza una hilera nueva cuando el comportamiento químico vuelve a repetirse, lo que significa que los elementos de comportamiento similar se encuentran en las mismas columnas verticales. El segundo período contiene más elementos que la hilera anterior, con ocho elementos: Litio, Berilio, Boro, Carbono, Nitrógeno, Oxígeno, Flúor y Neón. Período 3 Un elemento del periodo 3 es aquel elemento químico en la tercera fila (o periodo) de la tabla periódica. Período 4 Un elemento del periodo 4 es aquel elemento químico en la cuarta fila (o periodo) de la tabla periódica. Período 5 Un elemento del periodo 5 es aquel elemento químico en la quinta fila (o periodo) de la tabla periódica. Período 6 Un elemento del periodo 6 es aquel elemento químico en la sexta fila (o periodo) de la tabla periódica, incluidos los lantánidos. Período 7 Un elemento del periodo 7 es aquel elemento químico en la séptima fila (o periodo) de la tabla periódica, incluidos los actínidos. La mayoría de los elementos pertenecientes a este período son muy inestables, muchos de ellos radiactivos.

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GRUPO IVA DE LA TABLA PERIÓDICA CARBONOIDES

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, estos son: 1. Carbono (C)

Es un elemento químico de número atómico 6, es un sólido a temperatura ambiente. Es el pilar básico de la química orgánica; se conocen cerca de 16 millones de compuestos de carbono, aumentando este número en unos 500.000 compuestos por año, y forma parte de todos los seres vivos conocidos. Forma el 0,2 % de la corteza terrestre.

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Características

El carbono es un elemento que posee formas alotrópicas, un caso fascinante lo encontramos en el grafito y en el diamante, el primero corresponde a uno de las sustancias más blandas y el segundo a uno de los elementos más duros y otro caso con el carbón y el diamante, el carbón es tienen un precio comercial bastante bajo en cambio el diamante es conocido por ser una de las piedras más costosas del mundo.

Presenta una gran afinidad para enlazarse químicamente con otros átomos pequeños, incluyendo otros átomos de carbono con los que puede formar largas cadenas, y su pequeño radio atómico le permite formar enlaces múltiples.

Así, con el oxígeno forma el dióxido de carbono, vital para el crecimiento de las plantas, con el hidrógeno forma compuestos denominados genéricamente hidrocarburos.

Estados alotrópicos: Se conocen cinco formas alotrópicas del carbono, una de las formas como encontramos el carbono es el grafito el grafito tienen exactamente la misma cantidad de átomos que el diamante la única variación que este presenta esta en la estructura la estructura del diamante es tetraédrica y la del grafito es mucho más sencilla. Pero por estar dispuestos en diferente forma, su textura, fuerza y color son diferentes. 2. Silicio: Es un metaloide de numero atómico 14 de grupo A4. El silicio es el segundo elemento más abundante de la corteza terrestre (27,7% en peso) Se presenta en forma amorfa y cristalizada; el primero es un polvo parduzco, más activo que la variante cristalina, que se presenta en octaedros de color azul grisáceo y brillo metálico.

Características

En forma cristalina es muy duro y poco soluble y presenta un brillo metálico y color grisáceo.

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Aunque es un elemento relativamente inerte y resiste la acción de la mayoría de los ácidos, reacciona con los halógenos y álcalis diluidos.

El silicio transmite más del 95% de las longitudes de onda de la radiación infrarroja.

Se prepara en forma de polvo amarillo pardo o de cristales negros-grisáceos. Se obtiene calentando sílice, o dióxido de silicio (SiO2).

El silicio cristalino tiene una dureza de 7, suficiente para rayar el vidrio, de dureza de 5 a 7.

El silicio tiene un punto de fusión de 1.411 °C, un punto de ebullición de 2.355 °C y una densidad relativa de 2,33 (g/ml). Su masa atómica es 28,086 u.

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

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

Características

Es un metaloide sólido duro, cristalino, de color blanco grisáceo lustroso, quebradizo, que conserva el brillo a temperaturas ordinarias.

Presenta la misma estructura cristalina que el diamante y resiste a los ácidos y álcalis.

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Forma gran número de compuestos organometálicos y es un importante material semiconductor utilizado en transistores y foto detectores.

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.

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.

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Características

Es un metal, maleable, que no se oxida y es resistente a la corrosión.

Se encuentra en muchas aleaciones y se usa para recubrir otros metales protegiéndolos de la corrosión.

Una de sus características más llamativas es que bajo determinadas condiciones forma la peste del estaño.

Formas alotrópicas: El estaño puro tiene dos variantes alotrópicas:

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

Aplicaciones

Se usa como revestimiento protector del cobre, del hierro y de diversos metales usados en la fabricación de latas de conserva.

También se usa para disminuir la fragilidad del vidrio. Los compuestos de estaño se usan para fungicidas, tintes, dentífricos (SnF2) y

pigmentos. Se usa para hacer bronce, aleación de estaño y cobre. Se usa para la soldadura

blanda, aleado con plomo. Se usa en aleación con plomo para fabricar la lámina de los tubos de los órganos

musicales. En etiquetas. Recubrimiento de acero. Se usa como material de aporte en soldadura blanda con cautín, bien puro o aleado. La directiva RoHS prohíbe el uso de plomo en la soldadura de determinados

aparatos eléctricos y electrónicos. 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.

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

Características

Los compuestos de plomo más utilizados en la industria son los óxidos de plomo, el tetra etilo 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 pumbosis.

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.

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GRUPO VA DE LA TABLA PERIÓDICA NITROGENOIDES

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. 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. Propiedades de los nitrogenoides

Poseen la siguiente estructura electrónica en la última capa: o N: 2 s² 2 p³ o P: 3 s² 3 p³ o As: 4 s² 4 p³ o Sb: 5 s² 5 p³ o Bi: 6 s² 6 p³

Son muy reactivos a alta temperatura

Todos poseen al menos el estado de oxidación -3 debido a la facilidad que tienen de ganar o compartir 3 electrones para alcanzar la configuración del gas noble correspondiente

También poseen el estado de oxidación + 5 de manera que tienen facilidad para perder 5 electrones y quedarse con la configuración de gas noble del periodo anterior

En este grupo se acentúa la tendencia de las propiedades no metálicas.

Tienen tendencia a la polimorfia, es decir, existen variedades alotrópicas con propiedades físico-químicas muy diferentes:

o Fósforo blanco, rojo, negro violeta o Arsénico gris, amarillo... o Antimonio gris, amarillo...

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Los elementos que componen a la familia del nitrógeno o nitrogenoides son: Nitrógeno (N) Fósforo (P) Arsénico (As) Antimonio (Sb) Bismuto (Bi)

1. Nitrógeno (N)

CARACTERÍSTICAS GENERALES

Nombre: Nitrógeno Símbolo: N

Número atómico: 7 Masa atómica (uma): 14,0067

Período: 2 Grupo: VA (nitrogenoideos)

Bloque: p (representativo) Valencias: +1, +2, +3, -3, +4, +5

PROPIEDADES 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 FÍSICAS

Densidad (g/cm3): 0,0012506 (0 ºC) Color: Incoloro

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

Volumen atómico (cm3/mol): 13,54

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.

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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.

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

Producción de amoniaco, reacción con hidrógeno en

presencia de un catalizador. (Proceso Haber-Bosch). El

amoniaco se usa como fertilizante y para producir ácido

nítrico (Proceso Ostwald).

El nitrógeno líquido se utiliza como refrigerante en la

industria alimentaria: congelado de alimentos por

inmersión y transporte de alimentos congelados.

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.

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2. Fósforo (P)

CARACTERÍSTICAS GENERALES

Nombre: Fósforo Símbolo: P

Número atómico: 15 Masa atómica

(uma): 30,9738

Período: 3 Grupo: VA

(nitrogenoideos)

Bloque: p (representativo) Valencias: +1, +2, +3, +5, -

2, -3

PROPIEDADES PERIÓDICAS

Configuración 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: 2,19

Afinidad electrónica

(kJ/mol): 72

PROPIEDADES FÍSICAS

Densidad (g/cm3): 1,82 Color: Blanco

Punto de fusión (ºC): 44 P. de ebullición (ºC): 280

Volumen atómico

(cm3/mol): 17,02

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.

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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.

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3. Arsénico (As)

CARACTERÍSTICAS GENERALES

Nombre: Arsénico Símbolo: As

Número atómico: 33 Masa atómica

(uma): 74,9216

Período: 4 Grupo: VA

(nitrogenoideos)

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

PROPIEDADES PERIÓDICAS

Configuración 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 FÍSICAS

Densidad (g/cm3): 5,73 Color: Gris

Punto de fusión (ºC): 817 (a 28

atm)

P. de ebullición (ºC): 613

(sublima)

Volumen atómico

(cm3/mol): 12,95

El arsénico se encuentra en cuatro formas alotrópicas metálica o arsénico alfa, grises, pardos y amarillos. 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.

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APLICACIONES El arsénico se usa en aleaciones no ferrosas para aumentar la dureza de las

aleaciones de plomo facilitando la fabricación de perdigones Se aplica en la elaboración de insecticidas ( arseniato de calcio y plomo), herbicidas,

raticidas y fungicidas Fabricación de vidrio, textiles, papeles, adhesivos de metal, preservantes de

alimentos, procesos de bronceado y conservación de pieles El arsénico de máxima pureza se utiliza para la fabricación de semiconductores Se aplica en la elaboración de insecticidas ( arseniato de calcio y plomo), herbicidas,

raticidas y fungicidas Se utiliza como colorantes de algunas pinturas y papeles en cerámicas y vidriería.. Se usa en la industria de la pirotecnia para la preparación de bengalas. Se encuentra comercialmente como metal en forma de terrones, en polvo

o aleaciones. PROPIEDADES

Símbolo As

Número atómico

33

Valencia +3,-3,5

Estado de oxidación

+5

Electronegatividad 2,1

Radio covalente (Å)

1,19

Radio iónico (Å)

0,47

Radio atómico (Å) 1,39

Configuración electrónica

[Ar]3d104s24p3

Primer potencial de ionización (eV) 10,08

Masa atómica (g/mol)

74,922

Densidad (g/ml)

5,72

Punto de ebullición (ºC) 613

Punto de fusión (ºC)

817

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4. Antimonio (Sb)

CARACTERÍSTICAS GENERALES

Nombre: Antimonio Símbolo: Sb

Número atómico: 51 Masa atómica

(uma): 121,760

Período: 5 Grupo: VA (nitrogenoideos)

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

PROPIEDADES PERIÓDICAS

Configuración electrónica: [Kr]

4d10 5s2 5p3 Radio atómico (Å): 1,45

Radio iónico (Å): 0,62 (+5), 2,45 (-3) Radio covalente (Å): 1,38

Energía de ionización (kJ/mol): 834 Electronegatividad: 2,05

Afinidad electrónica (kJ/mol): 103

PROPIEDADES FÍSICAS

Densidad (g/cm3): 6,697 Color: Blanco azulado

Punto de fusión (ºC): 631 P. de ebullición (ºC): 1587

Volumen atómico (cm3/mol): 18,19

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.

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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.

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.

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.

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5. Bismuto ()

CARACTERÍSTICAS GENERALES

Nombre: Bismuto Símbolo: Bi

Número atómico: 83 Masa atómica

(uma): 208,980

Período: 6 Grupo: VA

(nitrogenoideos)

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

PROPIEDADES PERIÓDICAS

Configuración 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 FÍSICAS

Densidad (g/cm3): 9,780 Color: Blanco

Punto de fusión (ºC): 271 P. de ebullición

(ºC): 1564

Volumen atómico (cm3/mol): 21,37

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.

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APLICACIONES

Manufactura de compuestos farmacéuticos.

Manufactura de aleaciones de bajo punto de fusión.

Se utiliza en rociadoras automáticas, sellos de seguridad para cilindros de gas

comprimido, soldaduras especiales.

Las aleaciones que se expanden al congelarse se usan en fundición y tipos

metálicos.

Se encuentra naturalmente como metal libre y en minerales, sus

principales depósitos se encuentran en suramerica, aunque en norteamerica se

obtiene como subproducto del refinado de minerales de plomo y cobre.

PROPIEDADES

Símbolo Bi

Número atómico 83

Valencia 3,5

Estado de oxidación +3

Electronegatividad 1,9

Radio covalente (Å) 1,46

Radio iónico (Å) 1,20

Radio atómico (Å) 1,70

Configuración electrónica [Xe]4f145d106s26p3

Primer potencial de ionización (eV) 8,07

Masa atómica (g/mol) 208,980

Densidad (g/ml) 9,8

Punto de ebullición (ºC) 1560

Punto de fusión (ºC) 271,3

Descubridor Antigüedad

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GRUPO VIA DE LA TABLA PERIÓDICA ANFÍGENOS

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

Grupo del Oxígeno El grupo VIA del sistema Periódico o grupo del oxígeno está formado por los elementos: oxígeno, azufre, selenio, telurio, polonio. Por encontrarse en el extremo derecho de la Tabla Periódica es fundamentalmente no-metálico; aunque, el carácter metálico aumenta al descender en el grupo . Como en todos los grupos, el primer elemento, el oxígeno, presenta un comportamiento anómalo, ya que al no tener orbitales d en la capa de valencia, sólo puede formar dos enlaces covalentes simples o uno doble, mientras que los restantes elementos pueden formar 2, 4 y 6 enlaces covalentes. Propiedades atómicas La configuración electrónica de los átomos de los elementos del grupo VIA en la capa de valencia es: ns2 np2+1+1. El oxígeno, cabeza de grupo, presenta, igual que en el caso del flúor, unas características particulares que le diferencian del resto (Principio de singularidad). Posibles formas de actuación:

El oxígeno es un gas diatómico. El azufre y el selenio forman moléculas octa-atómicas S8 y Se8

El telurio y el polonio tienen estructuras tridimensionales.

El oxígeno, azufre, selenio y telurio tienden a aceptar dos electrones formando compuestos iónicos. Estos elementos también pueden formar compuestos moleculares con otros no metales, en especial el oxígeno.

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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.

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 di negativos, -2 , nunca mono negativos, 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 intranuclear, mientras que la eficacia del solapamiento frontal σ, lo hace más lentamente.

Capa de valencia La presencia de pares electrónicos sin compartir en la capa de valencia permite la formación de, al menos, un tercer enlace covalente dativo. Además, la presencia de pares de electrones no compartidos puede influir en la fortaleza del enlace.

Debilitando el enlace con otros átomos que presenten también pares electrónicos de no enlace.

Fortaleciendo el enlace con átomos que dispongan de orbitales vacantes de energía adecuada.

Salvo el cabeza de grupo, pueden ampliar su octeto, actuando como hipervalentes. En estos casos es frecuente la formación de enlaces múltiples, ya que la disposición espacial de los orbitales d permite un buen solapamiento pπ-dπ a distancias en las que el solapamiento pπ-pπ sería despreciable. Además pueden utilizar los orbitales nd vacantes, estabilizados por la unión a átomos muy electronegativos, para actuar como ácidos de Lewis.

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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

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El azufre se encuentra: nativo (en zonas volcánicas y en domos de sal) ó combinado, en sulfatos, sulfuros (sobre todo pirita, FeS2) y sulfuro de hidrógeno (acompañando al petróleo). Variedades alotrópicas y sus propiedades físicas:

En estado sólido.

Variedades rómbica y monoclínica (anillos S8), azufre plástico (cadenas Sn).

En estado líquido.

Anillos S8 y cadenas de longitud variable.

En fase gas.

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

Selenio El selenio presenta tres formas alotrópicas:

Se rojo: constituido por moléculas Se8.

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.

POLONIO SELENIO TELURIO

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Carácter metálico en el grupo

Los elementos de este grupo muestran una transición paulatina desde las propiedades

típicamente covalentes en la parte alta del grupo hasta las típicamente metálicas del

elemento más pesado; y constituyen un excelente ejemplo de como los modelos de enlace

covalente y metálico son, únicamente, casos extremos imaginarios de una situación real

más compleja de interpretar. Este aumento se pone de manifiesto no solo en la variación

progresiva de sus propiedades físicas y químicas sino también en cambios en sus

estructuras.

Reactividad

Oxígeno Reactividad con los principales elementos de la tabla periódica.

Relación entre reactividad y estructura del elemento.

Ozono

Mayor reactividad del ozono, tanto desde el punto de vista termodinámico como cinético.

La gran diferencia de reactividad entre los dos alótropos del oxígeno pone de manifiesto

que las propiedades químicas dependen del estado elemental.

Resto del grupo

La reactividad del resto de los calcógenos va siendo cada vez menor a medida que

descendemos en el grupo.

Reactividad con elementos y compuestos.

Reactividad en disolución acuosa: se comportan como oxidantes bastante buenos

debido a la general insolubilidad de los calcogenuros, que retiran de inmediato

iones. El2- del medio, favoreciendo la reacción. También se pueden comportar como

reductores, pasando a estados de oxidación formal positivos.

GRUPO VIIA DE LA TABLA PERIÓDICA HÁLOGENOS

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Propiedades generales del grupo VIIA:

Los elementos del grupo VIIA también llamados halógenos por ser todos formadores de sales. Tienen siete electrones en el último nivel y son todos no metales.

Tienen las energías de ionización más elevadas y en consecuencia son los elementos más electronegativos.

Reaccionan fácilmente con los metales formando sales, rara vez están libres en la naturaleza, todos son gaseosos a temperatura ambiente menos el bromo que es líquido en condiciones ambientales normales.

Su característica química más fundamental es su capacidad oxidante porque arrebatan electrones de carga y moléculas negativas a otros elementos para formar aniones.

Nombres y símbolos de cada elemento del grupo:

F: Flúor.

Cl: Cloro.

Br: Bromo.

I: Yodo.

At: Astato.

1. Flúor (F)

CARACTERÍSTICAS GENERALES

Nombre: Flúor Símbolo: F

Número atómico: 9 Masa atómica

(uma): 18,9984

Período: 2 Grupo: VIIA

Bloque: p (representativo) Valencias: -1

PROPIEDADES PERIÓDICAS

Configuración 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 FÍSICAS

Densidad (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

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El flúor es el elemento químico de número atómico 9 situado en el grupo de los halógenos (grupo 17) de la tabla periódica de los elementos. Su símbolo es F.

Es un gas a temperatura ambiente, de color amarillo pálido, formado por moléculas diatómicas F2. Es el más electronegativo y reactivo de todos los elementos. En forma pura es altamente peligroso, causando graves quemaduras químicas al contacto con la piel.

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.

Los fluoruros son compuestos en los que el ion fluoruro se combina con algún resto cargado positivamente.

APLICACIONES

El politetrafluoroetileno (PTFE), también denominado teflón, se obtiene a través de la polimerización de tetrafluoretileno 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).

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. 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.

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.

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2. Cloro (Cl)

CARACTERÍSTICAS GENERALES

Nombre: Cloro Símbolo: Cl

Número atómico: 17 Masa atómica

(uma): 35,4527

Período: 3 Grupo: VIIA (halógenos)

Bloque: p (representativo) Valencias: -1, +1, +3, +5, +7

PROPIEDADES PERIÓDICAS

Configuración electrónica: [Ne]

3s2 3p5 Radio atómico (Å): -

Radio iónico (Å): 1,81 (-1) Radio covalente (Å): 0,99

Energía de ionización (kJ/mol):1251 Electronegatividad: 3,16

Afinidad electrónica (kJ/mol): 349

PROPIEDADES FÍSICAS

Densidad (g/cm3): 0,003214 (0 ºC) Color: Amarillo-verdoso

Punto de fusión (ºC): -102 P. de ebullición (ºC): -34

Volumen atómico (cm3/mol): 17,39

PROPIEDADES DEL CLORO

Los elementos del grupo de los halógenos como el cloro se presentan como moléculas

diatómicas químicamente activas. El nombre halógeno, proviene del griego y su

significado es "formador de sales". Son elementos halógenos entre los que se encuentra el

cloro, son oxidantes. Muchos compuestos sintéticos orgánicos y algunos compuestos

orgánicos naturales, contienen elementos halógenos como el cloro. A este tipo de

compuestos se los conoce como compuestos halogenados.

El estado del cloro en su forma natural es gaseoso

(no magnético). El cloro es un elmento químico de

aspecto amarillo verdoso y pertenece al grupo de

los halógenos. El número atómico del cloro es 17.

El símbolo químico del cloro es Cl. El punto de

fusión del cloro es de 171,6 grados Kelvin o de -

100,55 grados celsius o grados centígrados. El

punto de ebullición del cloro es de 239,11 grados

Kelvin o de -33,04 grados celsius o grados

centígrados.

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USOS DEL CLORO

Algunas moléculas que contienen cloro han sido responsables de agotamiento del ozono.

Si alguna vez te has preguntado para qué sirve el cloro, a continuación tienes una lista

de sus posibles usos:

El cloro se utiliza (por lo general un determinado compuesto de cloro) para matar las

bacterias en las piscinas y en el agua potable. También se utiliza en los desinfectantes

y blanqueadores por la misma razón. El cloro es muy efectivo contra la bacteria E. coli.

Si bien no se utiliza tan a menudo hoy en día, algunas fuerzas armadas aún usan el

cloro como un gas venenoso. Es más utilizado de esta forma normalmente por grupos

terroristas.

El cloro se utiliza para fabricar plásticos.

El PVC (cloruro de polivinilo) está hecho de cloro. El PVC se utiliza para hacer ropa,

pisos, cables eléctricos, tubos flexibles y tuberías, figuras (estatuas), camas de agua y

estructuras inflables. El PVC también se utiliza actualmente para hacer las tejas del

techo.

El cloro se utiliza en la extracción de bromo.

El cloruro de metilo, otro compuesto importante de cloro, se utiliza como un

anestésico. También se utiliza para hacer ciertos polímeros de silicona y se utiliza para

extraer grasas, aceites y resinas.

El cloroformo, que contiene cloro, se utiliza como un disolvente común en los

laboratorios de ciencias. También se utiliza para matar gusanos en las heridas de los

animales.

El tricloroetileno se utiliza para desengrasar piezas de metal.

PROPIEDADES ATÓMICAS DEL CLORO

La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y

protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En

cuanto a la posición donde encontrar el cloro dentro de la tabla periódica de los

elementos, el cloro se encuentra en el grupo 17 y periodo 3. El cloro tiene una masa

atómica de 35,453 u.

La configuración electrónica del cloro es [Ne]3s2 3p5. La configuración electrónica de los

elementos, determina la forma el la cual los electrones están estructurados en los átomos

de un elemento. El radio medio del cloro es de 100 pm, su radio atómico o radio de Bohr

es de 79 pm, su radio covalente es de 99 pm y su radio de Van der Waals es de 175 pm. El

cloro tiene un total de 17 electrones cuya distribución es la siguiente: En la primera capa

tiene 2 electrones, en la segunda tiene 8 electrones y en su tercera capa tiene 7 electrones.

31

A continuación puedes ver una tabla donde se muestra las principales características que

tiene el cloro.

Cloro

Símbolo químico Cl

Número atómico 17

Grupo 17

Periodo 3

Aspecto amarillo verdoso

Bloque p

Densidad 3.214 kg/m3

Masa atómica 35.453 u

Radio medio 100 pm

Radio atómico 79

Radio covalente 99 pm

Radio de van der Waals 175 pm

Configuración electrónica [Ne]3s2 3p5

Electrones por capa 2, 8, 7

Estados de oxidación +-1, +3, +5, +7 (ácido fuerte)

Estructura cristalina ortorrómbica

Estado gaseoso

Punto de fusión 171.6 K

Punto de ebullición 239.11 K

Calor de fusión 3.203 kJ/mol

Presión de vapor 1300 Pa

Electronegatividad 3,16

Calor específico 480 J/(K·kg)

Conductividad térmica 0,0089 W/(K·m)

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3. Bromo (Br)

CARACTERÍSTICAS GENERALES

Nombre: Bromo Símbolo: Br

Número atómico: 35 Masa atómica (uma): 79,904

Período: 4 Grupo: VIIA (halógenos)

Bloque: p (representativo) Valencias: -1, +1, +3, +5, +7

PROPIEDADES 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 FÍSICAS

Densidad (g/cm3): 3,113 Color: Marrón-rojizo

Punto de fusión (ºC): - 7 P. de ebullición (ºC): 58

Volumen atómico (cm3/mol): 23,5

PROPIEDADES DEL BROMO

Los elementos del grupo de los halógenos como el bromo se

presentan como moléculas diatómicas químicamente activas. El

nombre halógeno, proviene del griego y su significado es

"formador de sales". Son elementos halógenos entre los que se

encuentra el bromo, son oxidantes. Muchos compuestos

sintéticos orgánicos y algunos compuestos orgánicos naturales,

contienen elementos halógenos como el bromo. A este tipo de

compuestos se los conoce como compuestos halogenados.

El estado del bromo en su forma natural es líquido, muy móvil y

volátil. El bromo es un elmento químico de aspecto gas o líquido:

marrón rojizo Sólido: metálico lustroso y pertenece al grupo de

los halógenos. El número atómico del bromo es 35. El símbolo

químico del bromo es Br. El punto de fusión del bromo es de

265,8 grados Kelvin o de -6,35 grados celsius o grados

centígrados. El punto de ebullición del bromo es de 332 grados

Kelvin o de 59,85 grados celsius o grados centígrados.

33

USOS DEL BROMO

El bromo es un elemento químico que pertenece al grupo de los halógenos. El bromo

elemental es un líquido marrón rojizo a temperatura ambiente que emite vapores que son

corrosivos y tóxicos. El bromo líquido no se presenta de forma natural sino que aparece

como una sustancia incolora y cristalina. Si alguna vez te has preguntado para qué

sirve el bromo, a continuación tienes una lista de sus posibles usos:

El mayor uso de bromo es la creación de retardantes de llama. Cuando cuando esta

sustancia se quema el bromo aisla el fuego del oxígeno causando que este se apague.

Los compuestos de bromuro, en particular el bromuro de potasio, se utilizan en los

círculos médicos como anticonvulsivos. También se utilizan los veterinarios. La

mayoría de los países limitan seriamente el uso y la disponibilidad de las sales de

bromo para uso humano debido al hecho de que causan disfunciones neurológicas.

Las sustancias bromadas son ingredientes importantes de muchos medicamentos de

venta libre y medicamentos con receta, como analgésicos, sedantes y los

antihistamínicos. De hecho, los compuestos de bromo son los ingredientes activos en

varios medicamentos que tratan la neumonía y la adicción a la cocaína. Actualmente,

los medicamentos que contienen varios compuestos de bromo están en ensayos para

el tratamiento de la enfermedad de Alzheimer y las nuevas generaciones de la lucha

contra el cáncer y medicamentos contra el SIDA.

El bromuro procedente del calcio, sodio y zinc se utiliza para crear soluciones

especiales para la perforación de sal.

El bromo se utiliza para crear aceites vegetales bromados que se utilizan como

emulsiona en algunas marcas de bebidas gaseosas.

A menudo se utiliza en el mantenimiento de las piscinas en particular en los baños

termales.

Se utiliza en la purificación de las aguas industriales, desinfectantes e insecticidas.

El bromo se utiliza para reducir la contaminación por mercurio de las plantas

eléctricas de carbón. Esto se puede lograr ya sea por tratamiento de carbón activado

con bromo o mediante la inyección de compuestos de bromo sobre el carbón antes de

su combustión.

También se utiliza para crear diferentes tintes de color en la industria textil.

También se está probando en baterías para coches eléctricos para ayudar que los

coches eléctricos produzcan cero emisiones.

El bromo etileno se ha utilizado como un aditivo de la gasolina, al igual que

el plomopreviene la degradación del motor. La combinación de plomo y bromo es

altamente contaminante y se expulsa del motor a través del tubo de escape. Este uso

de bromo tiene declive desde la década de 1970 debido a las preocupaciones

ambientales.

El bromo metilo se utiliza como plaguicida altamente tóxico para fumigar el suelo y la

vivienda utilizando el método de tienda de campaña. Ya no se utiliza de esta manera

ya que es una sustancia que agota el ozono y se ha sustituido por otros productos

químicos menos nocivos.

34

4. Yodo (I)

CARACTERÍSTICAS GENERALES

Nombre: Yodo Símbolo: I

Número atómico: 53 Masa atómica

(uma): 126,9045

Período: 5 Grupo: VIIA (halógenos)

Bloque: p (representativo) Valencias: -1, +1, +3, +5, +7

PROPIEDADES PERIÓDICAS

Configuración 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 FÍSICAS

Densidad (g/cm3): 4,930 Color: Negro-violeta

Punto de fusión (ºC): 114 P. de ebullición (ºC): 184

Volumen atómico (cm3/mol): 25,72

PROPIEDADES DEL YODO

Los elementos del grupo de los halógenos como el

yodo se presentan como moléculas diatómicas

químicamente activas. El nombre halógeno,

proviene del griego y su significado es "formador

de sales". Son elementos halógenos entre los que

se encuentra el yodo, son oxidantes. Muchos

compuestos sintéticos orgánicos y algunos

compuestos orgánicos naturales, contienen

elementos halógenos como el yodo. A este tipo de

compuestos se los conoce como compuestos

halogenados.

El estado del yodo en su forma natural es sólido. El yodo es un elmento químico de

aspecto violeta (Gas) Gris violáceo (Sólido) y pertenece al grupo de los halógenos. El

número atómico del yodo es 53. El símbolo químico del yodo es I. El punto de fusión del

yodo es de 355,95 grados Kelvin o de 83,8 grados celsius o grados centígrados. El punto

de ebullición del yodo es de 457,4 grados Kelvin o de 185,25 grados celsius o

grados centígrados.

35

El yodo es un mineral que nuestro organismo necesita para su correcto funcionamiento y

se puede encontrar en los alimentos.

PROPIEDADES ANATÓMICAS DEL YODO

La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y

protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En

cuanto a la posición donde encontrar el yodo dentro de la tabla periódica de los

elementos, el yodo se encuentra en el grupo 17 y periodo 5. El yodo tiene una masa

atómica de 126,90447 u.

La configuración electrónica del yodo es [Kr]4d105s25p5. La configuración electrónica de

los elementos, determina la forma el la cual los electrones están estructurados en los

átomos de un elemento. El radio medio del yodo es de 140 pm, su radio atómico o radio

de Bohr es de 115 pm, su radio covalente es de 133 pm y su radio de Van der Waals es de

198 pm. El yodo tiene un total de 53 electrones cuya distribución es la siguiente: En la

primera capa tiene 2 electrones, en la segunda tiene 8 electrones, en su tercera capa tiene

18 electrones, en la cuarta, 18 electrones y en la quinta capa tiene 7 electrones.

5. Astato (At)

CARACTERÍSTICAS GENERALES

Nombre: Astato Símbolo: At

Número atómico: 85 Masa atómica

(uma): (209,99)

Período: 6 Grupo: VIIA

(halógenos)

Bloque: p (representativo) Valencias: -1, +1, +5

PROPIEDADES 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 FÍSICAS

Densidad (g/cm3): - Color: -

Punto de fusión (ºC): (302) estimado Punto de ebullición

(ºC): -

Volumen atómico (cm3/mol): -

36

ENLACES QUÍMICOS Un enlace químico corresponde a la fuerza que une o enlaza a dos átomos, sean estos

iguales o distintos. Los enlaces se pueden clasificar en tres grupos principales: enlaces

iónicos, enlaces covalentes y enlaces dativos. Los enlaces se producen como

resultado de los movimientos de los electrones de los átomos, sin importar el tipo de enlace

que se forme. Pero no cualquier electrón, puede formar un enlace, sino solamente los

electrones del último nivel energético (más externo). A estos se les llama electrones de

valencia. En este capítulo analizaremos las características de cada tipo de enlace, como

también veremos diferentes maneras de representarlos en el papel. Partiremos definiendo

lo que es un enlace iónico.

Enlace iónico: Un enlace iónico se puede definir como la fuerza que une a dos átomos a través de una cesión electrónica. Una cesión electrónica se da cuando un elemento electropositivo se une con un elemento electronegativo. Mientras mayor sea la diferencia de electronegatividad entre los elementos, más fuerte será el enlace iónico. Se empieza a considerar que dos átomos están unidos a través de un enlace iónico cuando su diferencia de electronegatividad es superior a 1.7. Un ejemplo de un compuesto unido a través de enlace iónico se muestra en la Imagen 27, mientras que en la Imagen 28 se ve algunas maneras de escribir compuestos unidos mediante este tipo de enlace.

Imagen 27: Vista 3D de la Molécula de NaCl (sal de mesa).

Na = verde Cl = violeta

Imagen 28: Formas de escribir una molécula que está unida mediante un enlace Iónico.

37

Enlace Covalente: El enlace covalente es la fuerza que une dos átomos mediante la compartición de un electrón por átomo. Dentro de este tipo de enlace podemos encontrar dos tipos: el enlace covalente polar y el enlace covalente apolar. El primer sub-tipo corresponde a todos aquellos compuestos en donde la diferencia de electronegatividad de los átomos que lo componen va desde 0 hasta 1.7 (sin considerar el 0). Los compuestos que son polares se caracterizan por ser asimétricos, tener un momento dipolar (el momento dipolar es un factor que indica hacia donde se concentra la mayor densidad electrónica) distinto a 0, son solubles en agua y otros solventes polares, entre otras características. Dos ejemplos se ven en la Imagen 29 (a) y en la Imagen 29 (b), respectivamente. Por su parte, los compuestos que se forman por medio de enlaces covalentes apolares, no presentan momento dipolar, la diferencia de electronegatividad es igual a 0, son simétricos, son solubles en solventes apolares (como el hexano), entre otras cosas. La diferencia de electronegatividad cero se da cuando dos átomos iguales se unen entre sí, como por ejemplo la molécula de Nitrógeno o la molécula de Cloro (ver Imagen 30 (a) e Imagen 30 (b) respectivamente).

Imagen 29: Densidades electrónicas en los siguientes compuestos

polares: a) formaldehído (o metanal); b) 1,2-difluoretano. El color blanco indica una

escasez de electrones, de ahí vienen respectivamente el color violeta, azul,

verde y rojo (el cual indica mayor densidad electrónica).

38

Imagen 30: Densidades electrónicas en a) la molécula de Nitrógeno; b) la molécula de

Cloro. El color blanco denota una escasez electrónica mientras que lo más violeta indica

una zona más rica en electrones.

(b)

En la Imagen 31 se puede ver formas de escribir un enlace covalente. La imagen superior

corresponde a lo que se llama estructuras de Kekulé, mientras que la inferior se

denomina estructuras de Lewis. Se profundizará algo más esto cuando veamos ácido-base.

Imagen 31: Formas de dibujar un enlace covalente en el papel.

(a)

(b)

39

Enlace Covalente Coordinado o Dativo: Si bien se clasifica también como enlace covalente, algunos químicos difieren de llamarlo así debido a que, como se dijo anteriormente, en un enlace covalente, los dos átomos que forman dicho enlace aportan un electrón cada uno, es por eso que se le coloca por separado. Este tipo de enlace se caracteriza porque el par electrónico del enlace es entregado por un sólo átomo, el cual debe poseer a lo menos un par de electrones libres sin enlazar (Como el Oxígeno, Nitrógeno o Cloro, por ejemplo). Otra característica importante es que el átomo que acepta el par electrónico debe estar carente de electrones (como el ión hidrógeno [más conocido como protón], el Aluminio, entre otros). Este tipo de enlace es muy importante para el capítulo de ácidos-bases (que se verá a continuación) debido a que una teoría ácido-base indica que un ácido es aquella sustancia química que es capaz de aceptar un par electrónico y una base una sustancia capaz de compartirlos. También los enlaces dativos sirven para poder comprender de mejor manera la disolución de sustancias (tema que se verá más adelante). En la Imagen 32 (a) y en la Imagen 32 (b) se pueden ver dos ejemplos de sustancias con un enlace dativo.

Imagen 32: Sustancias que contienen un enlace dativo (encerrado en el círculo

naranja): a) ión hidronio; b) ión tetracloruro de Aluminio.

40

(a)

(b)

En la Imagen 33 se ven tres formas de escribir un enlace dativo, en este caso se usó de

ejemplo el ión hidronio. Por lo general se suele utilizar la estructura de Kekulé normal

(superior), aunque muchos prefieren usar esa especie de estructura de Kekulé modificada

(centro), ya que denota la presencia de un enlace con carácter distinto (en la imagen

superior se podría pensar que los 3 enlaces son de la misma naturaleza). La estructura de

Lewis (inferior) es poco usual, aun así es muy útil para ver comportamientos de solubilidad

o ácido-base.

Imagen 33: Formas de escribir un enlace covalente coordinado en el papel.

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Con esto terminamos lo relacionado a enlaces químicos y tenemos las herramientas

suficientes para empezar a comprender mejor como funciona una reacción ácido-

base. Pero antes de eso, es necesario tener claro lo que es una disolución y cuáles son sus

unidades de medición.