GRUPOS 4-5-6-7A DE LA TABLA PERIÓDICA

GRUPO IV, V, VI, VII A DE LA TABLA PERIÓDICA

INTRODUCCIÓN: La tabla periódica de los elementos propuesta por Mendelejeff (1869) ha probado ser una herramienta de gran utilidad para predecir las propiedades químicas y físicas de los elementos, incluso de aquellos que no existen de manera natural en la tierra. A pesar de diversos esfuerzos recientes por mejorarla, la clasificación de los elementos propuesta por Mendelejeff hace casi 150 años sigue siendo parte fundamental de la instrucción química básica. Sin embargo, desde el punto de vista geoquímico, la tabla periódica tradicional presenta una serie de limitaciones que surgen, principalmente, del hecho de que describe las propiedades físicas y químicas de los elementos en su estado basal (o estado de oxidación=0). Sin embargo, la mayoría de los elementos en la naturaleza ocurren con un estado de oxidación diferente de cero. A continuación de los grupos 4,5,6,7A

OBJETIVOS GENERALES:

• Reconocer los elementos que conforman cada grupo
• Distinguir los diferentes componentes de cada grupo
• Identificar el uso de los elementos en los distintos campos
• Analizar las propiedades que tiene cada elemento de estos grupos

GRUPO 4A

OBJETIVOS ESPECÍFICOS: Conocer los componentes del grupo 4A de la tabla periódica, reconocer sus características, propiedades y demás particularidades.

Forman más de la cuarta parte de la masa de la corteza terrestre, especialmente por el silicio, segundo elemento más abundante tras el oxígeno. El carbono, constituyente fundamental de la materia orgánica es el segundo elemento del grupo en abundancia. En estado natural sólo se encuentran carbono, estaño y plomo, si bien lo más común es encontrarlos como óxidos y sulfuros.
en el grupo 4 el carbono es un no metal, el silicio y germanio son metaloides mientras que el estaño y el plomo son metales.

Mientras el carbono en su forma de diamante es muy duro, los metales son mucho más blandos; de manera que el plomo puede rayarse fácilmente. Los metaloides tienen dureza intermedia. El carbono tiene muy elevados puntos de fusión y ebullición descendiendo estos según se baje en el grupo.

El carbono tiende a unirse consigo mismo formando cadenas dando infinidad de compuestos que constituye la química orgánica.

Los tres primeros (C, Si y Ge) no forman uniones iónicas. Todos tienen número de oxidación 2 y 4, sin embargo, en el carbono y el silicio predominan los compuestos de número de oxidación 4 (CO2 y SiO2) y en el plomo y estaño, los de número de oxidación 2 (PbO y SnO). Los elementos metálicos del grupo, el estaño y el plomo, no reaccionan con el agua, pero si con los ácidos como el clorhídrico (HCl), liberando hidrógeno.

Los átomos de estos elementos tienden a unirse entre sí por enlaces covalentes, siendo esta tendencia muy importante en el carbono (hidrocarburos y derivados), mucho menor en el silicio (hidruros), prácticamente nula en el germanio y nula en el estaño y plomo.

La unión covalente de los átomos, presenta elevados puntos de fusión y de ebullición de estos elementos; si bien al disminuir la posibilidad de esta unión al aumentar el número atómico dichas temperaturas disminuyen al ir del carbono al plomo.

El germanio, estaño y plomo forman cationes sencillos en su estado divalente de oxidación, pero puede formar compuestos covalentes más ácidos. No presentan tendencia a ganar cuatro electrones para adquirir la configuración del gas inerte, excepto el carbono en los carburos iónicos. En cambio, todos presentan enlaces covalentes de hidruros.

GRUPO 5A

OBJETIVOS ESPECÍFICOS: Comprender los elementos que constituyen el grupo 5A de la tabla periódica. describir sus usos, compuestos destacados  aplicaciones.

los elementos que conforman el grupo VA son: Nitrógeno (N), Fósforo (P), Arsénico (As), Antimonio (Sb), Bismuto (Bi).

Sus elementos poseen 5 electrones de valencia, por lo tanto, tienden a formar enlaces covalentes, y en ocasiones algunos forman enlaces iónicos (Sb y Bi). A medida que se desciende.

En este grupo el nitrógeno (N) y el fósforo (P) son no metales, el arsénico (As) y antimonio (Sb) son metaloides, y el bismuto (Bi) es un metal. El nitrógeno existe como gas diatómico (N2), forma numerosos óxidos, tiene tendencia a aceptar tres electrones y formar el ion nitruro N 3-

El fósforo existe como como moléculas de P4, forma dos óxidos sólidos de fórmulas P4O6 y P4O10. El arsénico, antimonio y bismuto tienen estructuras tridimensionales. El bismuto es con mucho un metal mucho menos reactivo que los de los grupos anteriores.

NITRÓGENO

Elemento químico, símbolo N, número atómico 7, peso atómico 14.0067; es un gas en condiciones normales. El nitrógeno molecular es el principal constituyente de la atmósfera (78% por volumen de aire seco). Esta concentración es resultado del balance entre la fijación del nitrógeno atmosférico por acción bacteriana, eléctrica (relámpagos) y química (industrial) y su liberación a través de la descomposición de materias orgánicas por bacterias o por combustión. En estado combinado, el nitrógeno se presenta en diversas formas. Es constituyente de todas las proteínas (vegetales y animales), así como también de muchos materiales orgánicos. Su principal fuente mineral es el nitrato de sodio.

Tiene reactividad muy baja, a temperaturas ordinarias reacciona lentamente con el litio. A altas temperaturas, reacciona con cromo, silicio, titanio, aluminio, boro, berilio, magnesio, bario, estroncio, calcio y litio para formar nitruros; con O2, para formar NO, y en presencia de un catalizador, con hidrógeno a temperaturas y presión bastante altas, para formar amoniaco.

OBTENCIÓN: El nitrógeno se obtiene a gran escala por destilación fraccionada de aire líquido.

en el laboratorio se obtiene N2 de alta pureza por descomposición térmica de NaN3.

APLICACIONES: La mayor parte del nitrógeno se utiliza en la formación de amoniaco. Además, el nitrógeno líquido se utiliza extensamente en criogenia para alcanzar bajas temperaturas y como gas para crear atmósferas inertes.

obtención de fertilizantes.

se usa en pequeñas cantidades en lámparas.

es componente básico del ácido nítrico, amoniaco, cianamidas, tintes, compuestos de colado o de plásticos derivados de la urea.

cianuros y nitruros para cubiertas endurecedoras de metales y numerosos compuestos orgánicos sintéticos y otros nitrogenados.

PROPIEDADES: 

Símbolo                                                  N

Número atómico                                   7

Valencia                                                1,2, +3,-3,4,5

Estado de oxidación                              -3

Electronegatividad                               3,0

Radio covalente (Å)                           0,75

Radio iónico (Å)                                   1,71

Radio atómico (Å)                                0,92 

Configuración electrónica                     1s22s22p3 

Primer potencial de ionización (eV)    14,66

Masa atómica (g/mol)                         14,0067

Densidad (g/ml)                                    0,81

Punto de ebullición (ºC)                      -195,79 ºC

Punto de fusión (ºC)                             -218,8

Descubridor                                         Rutherford en 1772

FÓSFORO

Existen 3 formas alotrópicas más importantes que son: blanco, negro y rojo.

Fósforo blanco: Es muy venenoso, insoluble en agua, pero soluble en benceno y sulfuro de carbono. Es una sustancia muy reactiva, su inestabilidad tiene su origen en el ángulo de 60º de las unidades P4. Es la más reactiva de todas las formas alotrópicas.

Fósforo negro: Es cinéticamente inerte y no arde al aire incluso a 400°C.

Fósforo rojo: No es venenoso, insoluble en todos los disolventes y arde al aire por encima de los 400°C. Reacciona con los halógenos con menor violencia. Tiene una estructura polimérica con tetraedros P4 unidos entre sí. 

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 láminas 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, además de los de producir fuego.

El fósforo no se encuentra libre en la naturaleza. Sin embargo, sus compuestos abundan y están distribuidos ampliamente; se encuentran en muchos yacimientos de roca y minerales.

El fósforo es uno de los elementos esenciales para el crecimiento y desarrollo de las plantas.

PROPIEDADES:

Símbolo                                                         P

Número atómico                                        15

Valencia                                                         +3,-3,5,4

Estado de oxidación                                 +5

Electronegatividad                                     2,1

Radio covalente (Å)                                   1,06 

Radio iónico (Å)                                          0,34

Radio atómico (Å)                                      1,28

Configuración electrónica                       [Ne]3s23p3

Primer potencial de ionización (eV)       11,00

Masa atómica (g/mol)                                 30,9738

Densidad (g/ml)                                          1,82

Punto de ebullición (ºC)                            280

Punto de fusión (ºC)                                   44,2

Descubridor                                                 Hennig Brandt en 1669

ARSÉNICO

El arsénico se encuentra en cuatro formas alotrópicas metálica o arsénico alfa, gris, parda y amarilla. Tiene propiedades a la vez metálicas y no metálicas. Se sublima a 450 °C, sin fundir, dando vapores amarillos. El arsénico amarillo, por la acción de la luz, pasa a la forma parda y finalmente, a la gris. El arsénico metálico arde a 180 °C desprendiendo un olor a ajo muy característico, que permite reconocer hasta tazas de arsénico.

El arsénico es un metal de color gris de plata, extremadamente frágil y cristalizado que se vuelve negro al estar expuesto al aire. Es inadecuado para el uso común de los metales dada su toxicidad (extremadamente venenoso). es considerado como un elemento perjudicial en las aleaciones, ya que tiende a bajar el punto de fusión y a causar fragilidad.

APLICACIONES: El arsénico se usa en aleaciones no ferrosas para aumentar la dureza de las aleaciones de plomo facilitando la fabricación de perdigones 

Se aplica en la elaboración de insecticidas (arseniato de calcio y plomo), herbicidas, raticidas y fungicidas

Fabricación de vidrio, textiles, papeles, adhesivos de metal, preservantes de alimentos, procesos de bronceado y conservación de pieles

El arsénico de máxima pureza se utiliza para la fabricación de semiconductores

Se aplica en la elaboración de insecticidas (arseniato de calcio y plomo), herbicidas, raticidas y fungicidas

Se utiliza como colorantes de algunas pinturas y papeles en cerámicas y vidriería.

Se usa en la industria de la pirotecnia para la preparación de bengalas.

Se encuentra comercialmente como metal en forma de terrones, en polvo o aleaciones.

PROPIEDADES:

Símbolo                                                        As

Número atómico                                         33

Valencia                                                      +3,-3,5

Estado de oxidación                                  +5

Electronegatividad                                      2,1

Radio covalente (Å)                                   1,19 

Radio iónico (Å)                                         0,47

Radio atómico (Å)                                     1,39 

Configuración electrónica                         [Ar]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

Descubridor                                                Antigüedad

ANTIMONIO

El antimonio no es un elemento abundante en la naturaleza, muy rara vez se encuentra en forma natural y con frecuencia se encuentra como una mezcla isomorfa con arsénico (allemontita). 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-azulado con un brillo metálico característico, de apariencia escamosa.

APLICACIONES: Producción de diodos, detectores infrarrojos y dispositivos de efecto Hall.

Es usado como un aleante, ya que incrementa mucho la dureza y resistencia a esfuerzos mecánicos de la aleación. Aleaciones como Peltre, metal antifricción (con estaño), etc.

Baterías, acumuladores, recubrimiento de cables, cojinetes y rodamientos.

Sus compuestos en forma de óxidos se utilizan para la fabricación de materiales resistentes al fuego, tales como: esmaltes, vidrios, pinturas y cerámicos.

El más importante de los compuestos en forma de óxido es el trióxido de antimonio el cual se usa principalmente como retardante de llama.

El antimonio se obtiene calentando el sulfuro con hierro, o calentando el sulfuro y el sublimado Sb4O6 obtenido se reduce con carbono. El antimonio de alta pureza se produce por refinado electrolítico.

PROPIEDADES: 

Símbolo                                                       Sb

Número atómico                                         51

Valencia                                                      +3,-3,5

Estado de oxidación                                  +5

Electronegatividad                                      1,9

Radio covalente (Å)                                   1,38 

Radio iónico (Å)                                         0,62

Radio atómico (Å)                                     1,59

Configuración electrónica                         [Kr]4d105s25p3

Primer potencial de ionización (eV)        8,68

Masa atómica (g/mol)                                121,65

Densidad (g/ml)                                          6,62

Punto de ebullición (ºC)                             1380

Punto de fusión (ºC)                                    630,5

Descubridor                                               Antigüedad

BISMUTO 

Es un metal pesado (es el elemento más metálico de este grupo), de color blanco grisáceo y cristalizado que tiene brillo muy apreciable. Es una de los pocos metales que se dilatan en su solidificación, también es el más diamagnético de todos los metales y su conductividad térmica es menor que la de otros metales (excepto la del mercurio). Se oxida ligeramente cuando esta húmedo y es inerte al aire seco a temperatura ambiente, cuando supera su punto de fusión se forma rápidamente una película de óxido.

APLICACIONES: Manufactura de compuestos farmacéuticos.

Manufactura de aleaciones de bajo punto de fusión.

Se utiliza en rociadoras automáticas, sellos de seguridad para cilindros de gas comprimido, soldaduras especiales.

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

Se encuentra naturalmente como metal libre y en minerales, sus principales depósitos se encuentran en Suramérica, aunque en Norteamérica 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

GRUPO 6A

OBJETIVOS ESPECÍFICOS: reconocer los componentes que integran el grupo 6a de la tabla periódica y asimismo determinar las características, propiedades y aplicaciones de cada elemento.

El Grupo 6A 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.

APLICACIONES: 

Oxígeno: Como oxígeno molecular (O2) se utiliza en la industria del acero, en el tratamiento de aguas negras, en el blanqueado de pulpa y papel, en sopletes oxiacetilénicos, en medicina y en numerosas reacciones como agente oxidante.

El oxígeno gaseoso, O2 es fundamental para la vida; es necesario para quemar los combustibles fósiles y obtener así energía, y se requiere durante el metabolismo urbano para quemar carbohidratos. en ambos procesos, los productos secundarios son dióxido de carbono y agua.

Azufre: el azufre tiene una importancia especial en la manufactura de neumáticos de hule y ácido sulfúrico, H2SO4. Otros compuestos de azufre son importantes para blanquear frutos y granos

Se usa en muchos procesos industriales como la producción de ácido sulfúrico (sustancia química más importante a nivel industrial), en la fabricación de pólvora y el vulcanizado del caucho. Algunos compuestos como los sulfitos tienen propiedades blanqueadoras, otros tienen uso medicinal (sulfas, sulfato de magnesio). También se utiliza en la elaboración de fertilizantes y como fungicida.

Selenio: el selenio se ha utilizado en los medidores de luz para cámaras fotográficas y en fotocopiadoras, pero la preocupación que origina su toxicidad ha hecho que disminuya su uso. el selenio también puede convertir la corriente eléctrica alterna en corriente directa; se ha utilizado en rectificadores, como los convertidores que se usan en los radios y grabadores portátiles, y en herramientas eléctricas recargables. el color rojo que el selenio imparte al vidrio lo hace útil en la fabricación de lentes para señales luminosas.

Se utiliza básicamente en electricidad y electrónica, como en células solares y rectificadores. Se añade a los aceros inoxidables y es catalizador de reacciones de deshidrogenación. Algunos compuestos se emplean en la fabricación del vidrio y esmaltes. Los sulfuros se usan en medicina veterinaria y champús. El dióxido de selenio es un catalizador muy utilizado en reacciones de oxidación, hidrogenación y deshidrogenación de compuestos orgánicos.

Telurio: se emplea en semiconductores y para endurecer las placas de los acumuladores de plomo y el hierro colado. se presenta en la naturaleza en diversos compuestos, pero no es abundante. Se emplea para aumentar la resistencia a la tensión en aleaciones de cobre y plomo y en la fabricación de dispositivos termoeléctricos. También se utiliza como agente vulcanizador y en la industria del vidrio. El telurio coloidal es insecticida y fungicida.

Polonio: Se usan en la investigación nuclear. Otro uso es en dispositivos ionizadores de aire para eliminar la acumulación de cargas electrostáticas.

PROPIEDADES: La configuración electrónica de los átomos de los elementos del grupo 6A en la capa de valencia es: ns2 np2+1+1. El oxígeno, cabeza de grupo, presenta, igual que en el caso del flúor, unas características particulares que le diferencian del resto (Principio de singularidad). Posibles formas de actuación:

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

El telurio y el polonio tienen estructuras tridimensionales.

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

El polonio es un elemento radioactivo, difícil de estudiar en el laboratorio.

GRUPO 7A

OBJETIVOS ESPECÍFICOS: Identificar las propiedades generales del grupo 7A. Nombrar cada uno de los elementos constituyentes. determinar las propiedades fisicas y quimicas de los elementos más importantes del grupo. 

PROPIEDADES: Los elementos del grupo 7A 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: 

F: Flúor.

Cl: Cloro.

Br: Bromo.

I: Yodo.

At: Astato.

PROPIEDADES: 

Flúor (F): Sus derivados tienen mucho uso industrial. Entre ellos se destaca el freón utilizado como congelante y la resina teflón. Se agregan además fluoruros al agua potable y detríticos para prevenir las caries.

Número atómico          9

Valencia                      -1

Estado de oxidación      -1

Electronegatividad        4,0

Radio covalente (Å)      0,72

Radio iónico (Å)           1,36

Radio atómico (Å)        -

Configuración electrónica         1s22s22p5

Primer potencial de ionización (eV)       17,54

Masa atómica (g/mol)               18,9984

Densidad (g/ml)                        1,11

Punto de ebullición (ºC)             -188,2

Punto de fusión (ºC)                 -219,6

Descubridor                 Moissan en 1886

Cloro(Cl): Sus propiedades blanqueadoras lo hacen muy útil en las papeleras e industrias textiles. Como desinfectante se agrega al agua en el proceso de potabilización y a las piscinas. Otros usos son las industrias de colorantes y la elaboración de ciertas medicinas.

Número atómico          17

Valencia          +1,-1,3,5,7

Estado de oxidación      -1

Electronegatividad        3.0

Radio covalente (Å)      0,99

Radio iónico (Å)           1,81

Radio atómico (Å)        -

Configuración electrónica         [Ne]3s23p5

Primer potencial de ionización (eV)       13,01

Masa atómica (g/mol)               35,453

Densidad (g/ml)                        1,56

Punto de ebullición (ºC)             -34,7

Punto de fusión (ºC)                 -101,0

Descubridor     Carl Wilhelm Scheele en 1774

Bromo(Br): Los bromuros como sedantes. El bromuro de plata en las placas fotográficas.

Número atómico          35

Valencia          +1,-1,3,5,7

Estado de oxidación      -1

Electronegatividad        2,8

Radio covalente (Å)      1,14

Radio iónico (Å)           1,95

Radio atómico (Å)        -

Configuración electrónica         [Ar]3d104s24p5

Primer potencial de ionización (eV)       11,91

Masa atómica (g/mol)               79,909

Densidad (g/ml)                         3,12

Punto de ebullición (ºC)             58

Punto de fusión (ºC)                 -7,2

Descubridor     Antoine Balard en 1826

Yodo(Y): Es esencial en el cuerpo humano para el adecuado funcionamiento de la tiroides por eso se suele agregar a la sal de mesa. También se emplea como antiséptico.

Número atómico          53

Valencia          +1,-1,3,5,7

Estado de oxidación      -1

Electronegatividad        2,5

Radio covalente (Å)      1,33

Radio iónico (Å)           2,16

Radio atómico (Å)        -

Configuración electrónica         [Kr]4d105s25p5

Primer potencial de ionización (eV)       10,51

Masa atómica (g/mol)                           126,904

Densidad (g/ml)                                    4,94

Punto de ebullición (ºC)                        183

Punto de fusión (ºC)                             113,7

Descubridor                 Bernard Courtois en 1811

WEBGRAFÍA: https://www.youtube.com/watch?v=b4LFolL4QxM

https://www.youtube.com/watch?v=sZ1Qh7ivc-E

https://www.youtube.com/watch?v=65dDwvVHAv0

https://www.youtube.com/watch?v=tSj6aeIDoQ4

https://slideplayer.es/slide/3150878/

https://www.youtube.com/watch?v=GWA7rueNlVM&vl=es

https://www.youtube.com/watch?v=8bhVa4cmESE