Grupo IV, V, VI y VII de la tabla periodica

En el siguiente documento, podemos saber mas acerca de los grupos IV, V, VI, y VII de la tabla periodica

1. GRUPO 4, 5, 6, Y 7 DE LA TABLA PERIODICA






PRESENTADO POR:
ANGIE DAYANA PRADA TRUJILLO





11-1






INSTITUCION EDUCATIVA EXALUMNAS DE LA PRESENTACIÓN
IBAGUÉ, TOLIMA
2019

2. 1. Introducción……………………………………………………………..
2. Objetivos…………………………………………………………………
3. Tabla periódica…………………………………………………………..
4. Elementos del grupo IV………………………………………………
 Carbono
 Silicio
5. Elementos del grupo V………………………………………………….
 Nitrógeno
 Fosforo
 Arsénico
6. Elementos del grupo VI…………………………………………………..
 Oxigeno
 Azufre
 Selenio
 Telurio
7. Elementos del grupo VII…………………………………………………
 Flúor
 Cloro
 Bromo
 Yodo
 Ástato




TABLA DE CONTENIDO

3. Este módulo es creado con el objetivo de dar a conocer la importancia,
características y funciones, de los elementos que conforman los grupos IV-V-VI-
VII de la tabla periódica, así como también se dará a conocer la formación y
propiedades presentadas en estos.
Hay que tener en cuenta que en la tabla periódica podemos llegar a encontrar una
gran variedad de elementos, pero en esta ocasión nos centraremos en los
correspondientes a los grupos ya antes mencionados.










 Explicar que es la tabla periódica, para que sirve y sus principales elementos.
 Reconocerlos elementos con sus diferentes características
 Aplicar los diferentes elementos
 Identificar los diferentes grupos al que corresponde cada elemento.

4. La tabla periódica de los elementos es una disposición de los elementos
químicos en forma de tabla, ordenados por su número atómico, 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 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 sintetizados. La
tabla periódica proporciona un marco útil para analizar el comportamiento
químico y es ampliamente utilizada en química otras ciencias.




TABLA PERIODICA

5. El grupo IV A de la tabla periódica de los elementos también conocido como
grupo del carbono o de los carbonoideos, está formado por los siguientes
elementos: carbono (C), silicio (Si), germanio (Ge), estaño (Sn), plomo (Pb).
La mayoría de los elementos de este grupo son muy conocidos y difundidos,
especialmente el carbono, elemento fundamental de la química orgánica.

CARBONO: El carbono es único en la química porque forma un
número de compuestos mayor que la suma total de todos los otros elementos
combinados.

Con mucho, el grupo más grande de estos
compuestos es el constituido por carbono
e hidrógeno. Se estima que se conoce un
mínimo de 1.000.000 de compuestos
orgánicos y este número crece
rápidamente cada año. Aunque la
clasificación no es rigurosa, el carbono
forma otra serie de compuestos considerados como inorgánicos, en un
número mucho menor al de los orgánicos.

El carbono elemental existe en dos formas alotrópicas cristalinas bien
definidas: diamante y grafito. Otras formas con poca cristalinidad son carbón
vegetal, coque y negro de humo. El
carbono químicamente puro se
prepara por descomposición térmica
del azúcar (sacarosa) en ausencia de
aire. Las propiedades físicas y
químicas del carbono dependen de la
estructura cristalina del elemento. La
densidad fluctúa entre 2.25 g/cm³ (1.30 onzas/in³) para el grafito y 3.51 g/cm³
(2.03 onzas/in³) para el diamante. El punto de fusión del grafito es de 3500ºC
(6332ºF) y el de ebullición extrapolada es de 4830ºC (8726ºF).

El carbono elemental es una sustancia inerte, insoluble en agua, ácidos y
bases diluidas, así como disolventes orgánicos. A temperaturas elevadas se
combina con el oxígeno para formar monóxido o dióxido de carbono.

6. HISTORIA:
Descubridor: Desconocido.
Lugar de descubrimiento: Desconocido.
Año de descubrimiento: Antigüedad (prehistoria).
Origen del nombre: De la palabra latina "carbo", que
significaba "carbón”, donde el carbono es elemento
mayoritario. Obtención: El carbono en carbón, hulla y
carbono amorfo, ha sido utilizado desde tiempos
prehistóricos.
El carbono es el 15. º Elemento más abundante en la
corteza terrestre, y el cuarto elemento más abundante en el
universo en masa después del hidrógeno, el helio y el
oxígeno. La abundancia de carbono, su diversidad única de compuestos
orgánicos y su inusual capacidad para formar polímeros a las temperaturas
comúnmente encontradas en la Tierra, permite que este elemento sirva como
un elemento común de toda la vida conocida. Es el segundo elemento más
abundante en el cuerpo humano en masa (aproximadamente el 18,5%)
después del oxígeno.

CARACTERÍSTICAS GENERALES
Nombre: Carbono Período: 2
Símbolo: C Grupo: 14 (carbonoideos)
Número atómico: 6 Bloque: p (representativo)
Masa atómica (uma): 12,0107 Números de oxidación: +2, +4, -4

PROPIEDADES PERIÓDICAS
Configuración electrónica: [He] 2s2
2p2
Radio covalente (Å): 0,77
Radio atómico (Å): 0,91 Energía de ionización (kJ/mol):
1087
Radio iónico (Å): 2,6 (-4) Radio covalente (Å): 0,77
Configuración electrónica: [He] 2s2
2p2
Electronegatividad: 2,55 Afinidad

7. OBTENCIONDEL CARBONO:
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 k 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.
Fullerenos: 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.
COMPUESTOS DEL 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, 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.

8. APLICACIONES:
Grafito:
 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, 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 filtros de cigarrillos.

9. 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.

EFECTOS DEL CARBONO EN LA SALUD:
El carbono elemental es de una toxicidad muy baja. Los datos presentados aquí de
peligros para la salud están basados en la exposición al negro de carbono, no carbono
elemental. La inhalación continuada de negro de
carbón puede resultar en daños temporales o
permanentes a los pulmones y el corazón. Se ha
encontrado neumoconiosis en trabajadores
relacionados con la producción de negro de
carbón. También se ha dado parte de afecciones
cutáneas tales como inflamación de los folículos
pilosos, y lesiones de la mucosa bucal debidos la
exposición cutánea.
Carcinogenicidad: El negro de carbón ha sido incluido en la lista de la Agencia
Internacional de Investigación del Cáncer (AIIC) dentro del grupo 3 (agente no
clasificable con res pecto a su carcinogenicidad
en humanos). El carbono-14 es uno de los
radionúclidos involucrados en las pruebas
nucleares atmosféricas, que comenzó en 1945,
con una prueba americana, y terminó en 1980 con
una prueba china. Se encuentra entre los
radionúclidos de larga vida que han producido y
continuarán produciendo aumento del riesgo de
cáncer durante décadas y los siglos venideros.
También puede atravesar la placenta, ligarse
orgánicamente con células en desarrollo y de esta
forma poner a los fetos en peligro.

10. SILICIO:

Es el segundo elemento más abundante en la corteza terrestre (27,7 % en peso)
después del oxígeno. 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.

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), con un agente reductor, como carbono
o magnesio, en un horno eléctrico.

HISTORIA:

Descubridor: Jöns Jacob Berzelius.

Lugar de descubrimiento: Suecia.

Año de descubrimiento: 1824.

Origen del nombre: El nombre "silicio" deriva del latín "silex"
(pedernal). Este nombre proviene de que los compuestos de silicio
eran de gran importancia en la prehistoria: las herramientas y las
armas, hechas de pedernal, una de las variedades del dióxido de silicio, fueron los
primeros utensilios del hombre.

Obtención: Aunque, previamente, Davy pensaba que la sílice no era un elemento,
no pudo descomponerla. En 1824, Berzelius obtuvo silicio amorfo al hacer
reaccionar tetrafluoruro de silicio sobre potasio fundido. Al lavar el producto con
agua obtuvo un polvo pardo que era silicio amorfo. En 1854, Sainte-Claire Deville
preparó silicio cristalino por electrólisis de un cloruro impuro de sodio y aluminio.
El silicio estaba contenido en el aluminio en forma de escamas brillantes, al eliminar
el aluminio por disolución quedó el silicio cristalino.

11. CARACTERÍSTICAS GENERALES
Nombre: Silicio Símbolo: Si
Número atómico: 14 Masa atómica (uma): 28,0855
Período: 3 Grupo: 14 (carbonoideos)
Bloque: p (representativo) Números de oxidación: +2,+4, -4

PROPIEDADES PERIÓDICAS
Configuración electrónica: [Ne] 3s
2
3p
2
Radio atómico (Å): 1,32
Radio iónico (Å): 0,41 (+4) Radio covalente (Å): 1,11
Energía de ionización (kJ/mol): 786 Electronegatividad: 1,90
Afinidad electrónica (kJ/mol): 134

OBTENCION DEL SILICIO:
 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, ultra puro en atmósfera de hidrógeno y posterior fusión por
zonas a vacío.

APLICACIONES:
 Utilizado para producir chips para ordenadores.
 Las células fotovoltaicas para conversión directa de
energía solar en eléctrica utilizan obleas cortadas de
cristales simples de silicio de grado electrónico.
 El silicio hiperpuro puede doparse con boro, galio,
fósforo o arsénico, aumentando su conductividad; se
emplea para la fabricación de transistores, rectificadores
y otros dispositivos de estado sólido ampliamente empleados en electrónica.

12.  Se utiliza como integrante de aleaciones para dar mayor
resistencia a aluminio, magnesio, cobre y otros metales.
 La arena y arcilla (silicatos) se usan para fabricar
ladrillos y hormigón; son un material refractario que
permite trabajar a altas temperaturas.
 La sílice (arena) es el principal ingrediente del vidrio,
uno de los materiales más baratos con excelentes
propiedades mecánicas, ópticas, térmicas y eléctricas.
 El carburo de silicio se utiliza como abrasivo importante, para componentes
refractarios.
EFECTOS DEL SILICION EN LA SALUD:
El silicio elemental es un material inerte, que parece carecer de la propiedad de
causar fibrosis en el tejido pulmonar. Sin embargo, se han
documentado lesiones pulmonares leves en animales de
laboratorio sometidos a inyecciones intratraqueales de polvo
de silicio. El polvo de silicio tiene pocos efectos adversos
sobre los pulmones y no parece producir enfermedades
orgánicas significativas o efectos tóxicos cuando las
exposiciones se mantienen por debajo de los límites de
exposición recomendados.
El silicio puede tener efectos crónicos en la respiración. El silicio cristalino (dióxido
de silicio) es un potente peligro para la respiración. Sin embargo, la probabilidad de
que se produzca dióxido de silicio durante los procesamientos normales es muy
remota.
LD50 (oral)-3160 mg/kg. (LD50: Dosis Letal 50. Dosis individual de una sustancia
que provoca la muerte del 50% de la población animal debido a la exposición a la
sustancia por cualquier vía distinta a la inhalación.
Normalmente expresada como miligramos o gramos de
material por kilogramo de peso del animal.)
El silicio cristalino irrita la piel y los ojos por contacto. Su
inhalación causa irritación de los pulmones y de la membrana
mucosa. La irritación de los ojos provoca lagrimeo y
enrojecimiento. Enrojecimiento, formación de costras y
picores son características de la inflamación cutánea.

13. El grupo del nitrógeno está compuesto por los elementos químicos del grupo 15 de
la tabla periódica, que son: nitrógeno (N), fósforo (P), arsénico (As), antimonio (Sb),
y bismuto (Bi). Estos elementos también reciben el nombre de pnicógenos o
nitrogenados.

NITROGENO:

En condiciones normales forma un gas diatómico (nitrógeno diatómico o molecular)
que constituye del orden del 78 % del aire atmosférico.

Gran parte del interés industrial en el nitrógeno se debe a la importancia de los
compuestos nitrogenados en la agricultura y en la industria química; de ahí la
importancia de los procesos para convertirlo en otros compuestos. El nitrógeno
también se usa para llenar los bulbos de las lámparas incandescentes y cuando se
requiere una atmósfera relativamente inerte.

El nitrógeno, consta de dos isótopos, 14N y 15N, en abundancia relativa de 99.635
a 0.365. Además se conocen los isótopos radiactivos 12N, 13N, 16N y 17N,
producidos por una variedad de reacciones nucleares. A presión y temperatura
normales, el nitrógeno molecular es un gas con una densidad de 1.25046 g por litro.

HISTORIA

Descubridor: Daniel Rutherford.
Lugar de descubrimiento: Escocia.
Año de descubrimiento: 1772.
Origen del nombre: De las palabras griegas "nitron" ("nitrato") y
"geno" ("generador"). Significando "formador de nitratos".

Obtención: En el estudio de la composición del aire, Joseph Black,
obtuvo un gas que permitía la combustión y la vida y otro gas que
no la permitía ("aire viciado"). Rutherford estudió este gas y llegó
a la conclusión de que era "aire flogistizado", donde "nada ardía y

14. nada vivía en él". Aunque no supo de qué gas se trataba, fue el primero en
descubrirlo.


CARACTERÍSTICAS GENERALES

Nombre: Nitrógeno Símbolo: N
Número atómico: 7 Masa atómica (uma): 14,0067
Período: 2 Grupo: 15 (nitrogenoideos)
Bloque: p (representativo) Números de oxidación: +1, +2,
+3, -3, +4, +5











PROPIED ADES PERIÓDIC AS

Configuración electrónica: [He] 2s
2
2p
3
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

PROPIED ADES FÍSICAS

Densidad (g/cm
3
): 0,0012506 (0 ºC) Color: Incoloro

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

Volumen atómico (cm
3
/mol): 13,54


COMO SE OBTIENE EL NITROGENO:
 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:
o 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).
o El nitrógeno líquido se utiliza como refrigerante en la industria
alimentaria: congelado de alimentos por inmersión y transporte de
alimentos congelados.

15. o El nitrógeno se utiliza en la industria electrónica para crear atmósferas inertes
para producir transistores y diodos.
o Se utiliza en la industria del petróleo para
incrementar la presión en los pozos y forzar la
salida del crudo.
o Se usa como atmósfera inerte en tanques de
explosivos líquidos.
o El ácido nítrico, compuesto del nitrógeno, se
utiliza para fabricar nitratos y nitrar sustancias orgánicas.
o El dióxido de nitrógeno se utiliza como anestésico.
o Los cianuros se utilizan para producir acero templado.

EFECTOS DEL NITROGENO EN LA SALUD:
Las moléculas de Nitrógeno se encuentran principalmente en el aire. En agua y
suelos el Nitrógeno puede ser encontrado en
forma de nitratos y nitritos. Todas estas
substancias son parte del ciclo del Nitrógeno,
aunque hay una conexión entre todos.
Los humanos han cambiado radicalmente las
proporciones naturales de nitratos y nitritos,
mayormente debido a la aplicación de
estiércoles que contienen nitrato. El
Nitrógeno es emitido extensamente por las
industrias, incrementando los suministros de
nitratos y nitritos en el suelo y agua como consecuencia de reacciones que tienen
lugar en el ciclo del Nitrógeno.

EFECTOS DEL NITROGENO EN LA NATURALEZA:
La adición de Nitrógeno enlazado en el ambiente tiene varios
efectos. Primeramente, puede cambiar la composición de
especies debido a la susceptibilidad de ciertos organismos a las
consecuencias de los compuestos de nitrógeno. Segundo, la
mayoría del nitrito puede tener varios efectos sobre la salud de
los humanos así como en animales. La comida que es rica en
compuestos de Nitrógeno puede causar una pérdida en el
transporte de oxígeno en la sangre, lo que puede tener consecuencias serias para el
ganado.

16. FOSFORO:
Es un no metal multivalente perteneciente al grupo del nitrógeno (Grupo 15 (VA):
nitrogenoideos) que se encuentra en la naturaleza combinado en fosfatos inorgánicos
y en organismos vivos pero nunca en estado nativo. Es muy reactivo y se oxida
espontáneamente en contacto con el oxígeno atmosférico emitiendo luz.

Este elemento puede encontrarse en pequeñas cantidades en el semen, lo que hace
que este fluido resalte en un color notable ante la luz ultravioleta; esto ha permitido
resolver algunos casos criminales que han involucrado una violación sexual.


HISTORIA:
Descubridor: Hennig Brand.
Lugar de descubrimiento: Alemania.
Año de descubrimiento: 1669.

Origen del nombre: De la palabra griega "phosphoros" que
significa "portador de luz", nombre que se correspondía con el
antiguo del planeta Venus cuando aparecía antes de la salida del sol
(ya que el fósforo emite luz en la oscuridad porque arde al
combinarse lentamente con el oxígeno del aire).

Obtención: Buscando la piedra filosofal, Brand destiló una mezcla de arena y orina
evaporada y obtuvo un cuerpo que tenía la propiedad de lucir en la oscuridad.
Durante un siglo se vino obteniendo esta sustancia exclusivamente de la orina, hasta
que en 1771 Scheele la produjo de huesos calcinados.


OBTENCION DEL FOSOFORO:

 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.

17. CARACTERISTICAS GENERALES
Nombre: Fósforo Símbolo: P

Número atómico: 15 Masa atómica (uma): 30,9738

Período: 3 Grupo: 15 (nitrogenoideos)

Bloque: p (representativo) Números de oxidación: +1, +3, +5, -3


PROPIEDADES PERIÓDICAS

Configuración electrónica: [Ne] 3s
2
3p
3
Radio atómico (Å): 1,1

Radio iónico (Å): 0,34 (+5) Radio covalente (Å): 1,06

Energía de ionización (kJ/mol): 111 Electronegatividad: 2,19

Afinidad electrónica (kJ/mol): 72


PROPIEDADES FÍSICAS

Densidad (g/cm
3
): 1,82 Color: Blanco

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

Volumen atómico (cm
3
/mol): 17,02

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

18.  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.


EFECTOS DEL FOSFORO EN LA SALUD:

El Fósforo puede ser encontrado en el ambiente más comúnmente como fosfato. Los
fosfatos son substancias importantes en el
cuerpo de los humanos porque ellas son parte del
material de ADN y tienen parte en la distribución
de la energía. Los fosfatos pueden ser
encontrados comúnmente en plantas. Los
humanos han cambiado el suministro natural de
fósforo radicalmente por la adición de estiércol
ricos en fosfatos.

El fósforo blanco es la forma más peligrosa de
fósforo que es conocida. Cuando el fósforo blanco ocurre en la naturaleza este puede
ser un peligro serio para nuestra salud. El fósforo blanco es extremadamente
venenoso y en muchos casos la exposición a él será fatal.

19. EFECTOS DEL FOSFORO EN EL MEDIO AMBIENTE:

Fósforo blanco: El fósforo blanco está en el ambiente cuando es usado en industrias
para hacer otros productos químicos y cuando el ejército lo usa como munición. A
través de descargas de aguas residuales el fósforo blanco termina en las aguas
superficiales cerca de las fábricas donde es usado.


Fosfatos: Los fosfatos tienen muchos efectos sobre los organismos. Los efectos son
mayormente consecuencias de las emisiones de grandes cantidades de fosfatos en el
ambiente debido a la minería y los cultivos. Durante la purificación del agua los
fosfatos no son a menudo eliminados correctamente, así que pueden expandirse a
través de largas distancias cuando se encuentran en la superficie de las aguas.

20. ARSENICO:
HISTORIA:

Descubridor: Alberto Magno.
Lugar de descubrimiento: Desconocido.
Año de descubrimiento: 1250 (aproximadamente).

Origen del nombre: De la palabra griega "arsenikon". Desde la
antigüedad se utilizaba un pigmento con el que se fabricaba pintura
de color amarillo y que los griegos asociaban al sexo masculino, por
lo cual le daban el nombre de arsenikon, que provenía de "arsen" que significaba
varonil. Los romanos lo llamaron "oropimente", del latín auripigmentum; es decir,
pigmento áureo o pigmento de oro, llamado así por su color amarillo.

Obtención: Se cree que fue obtenido por Alberto Magno calentando jabón junto con
oropimente (trisulfuro de diarsénico).
El arsénico es un elemento químico de la tabla periódica que pertenece al grupo de
los metaloides, también llamados semimetales, se puede encontrar de diversas
formas, aunque raramente se encuentra en estado sólido.

Se conoce desde la antigüedad y se reconoce como extremadamente tóxico. A
presión atmosférica el arsénico sublima a 613 °C.

Es un elemento esencial para la vida y su deficiencia puede dar lugar diversas
complicaciones. La ingesta diaria de 12 a 15 μg puede consumirse sin problemas en
la dieta diaria de carnes, pescados, vegetales y cereales, siendo los peces y crustáceos
los que más contenido de arsénico presentan.
OBTENCION DEL ARSENICO :
Se obtiene a partir del mineral arsenopirita (FeAsS). Se calienta, con lo cual el
arsénico sublima y queda un residuo sólido de sulfuro ferroso.

21. CARACTERISTICAS GENERALES
Nombre: Arsénico Símbolo: As

Número atómico: 33 Masa atómica (uma): 74,9216

Período: 4 Grupo: 15 (nitrogenoideos)

Bloque: p (representativo) Números de oxidación: +3, +5, -3


PROPIEDADES PERIÓDICAS


Configuración electrónica: [Ar] 3d
10
4s
2
4p
3 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



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.
 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.

EFECTOS DEL ARSENICO EN LA SALUD:

El Arsénico es uno de los más tóxicos elementos que pueden ser encontrados.
Debido a sus efectos tóxicos, los enlaces de Arsénico inorgánico ocurren en la tierra
naturalmente en pequeñas cantidades. Los humanos pueden ser expuestos al
Arsénico a través de la comida, agua y aire.

Los niveles de Arsénico en la comida son bastante bajos, no es añadido debido a su
toxicidad, pero los niveles de Arsénico en peces y mariscos puede ser alta, porque
los peces absorben Arsénico del agua donde viven. Por suerte esto esta es
mayormente la forma de Arsénico orgánico menos dañina, pero peces que contienen
significantes cantidades de Arsénico inorgánico pueden ser un peligro para la salud
humana.

22. El grupo de los anfígenos o calcógenos es también llamado familia del oxígeno y es
el grupo conocido antiguamente como VI A, y actualmente grupo 16 (según la
IUPAC) en la tabla periódica de los elementos, formado por los siguientes
elementos: oxígeno (O), azufre (S), selenio (Se), telurio (Te), y polonio ( Po). El
nombre de anfígeno en español deriva de la propiedad de algunos de sus elementos
de formar compuestos con carácter ácido o básico.
OXÍGENO:
Forma parte del grupo de los anfígenos en la tabla periódica y es un elemento no
metálico altamente reactivo que forma fácilmente compuestos (especialmente
óxidos) con la mayoría de elementos, excepto con los gases nobles helio y neón.
Asimismo, es un fuerte agente oxidante y tiene la segunda
electronegatividad más alta de todos los elementos, solo
superado por el flúor.

Medido por su masa, el oxígeno es el tercer elemento más
abundante del universo, tras el hidrógeno y el helio, y el
más abundante en la corteza terrestre, formando
prácticamente la mitad de su masa. Debido a su
reactividad química, no puede permanecer en la
atmósfera terrestre como elemento libre sin ser
reabastecido constantemente por la acción fotosintética de los organismos que
utilizan la energía solar para producir oxígeno elemental a partir del agua.

HISTORIA:

Descubridor: Joseph Priestley.
Lugar de descubrimiento: Inglaterra.
Año de descubrimiento: 1774.

23. Origen del nombre: Del griego "oxys" ("ácidos") y "gennao" ("generador").
Significando "formador de ácidos".

Obtención: Por calentamiento de óxido de mercurio, se obtenían dos gases: uno de
ellos el mercurio que condensaba y, el otro, el oxígeno, que hacía arder
brillantemente una vela y permitía la respiración.


CARACTERISTICAS GENERALES
Nombre: Oxígeno Símbolo: O

Número atómico: 8 Masa atómica (uma): 15,9994


Período: 2 Grupo: 16 (Anfígenos)

Bloque: p (representativo) Números de oxidación: -2, +2


PROPIEDADES PERIÓDICAS

Configuración electrónica: [He] 2s
2
2p
4
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 FÍSICAS

Densidad (g/cm
3
): 0,001429 Color: Incoloro

Punto de fusión (ºC): -219 Punto de ebullición (ºC): -183


Volumen atómico (cm
3
/mol): 14,4


OBTENCION DEL OXIGENO:

 Licuación del aire y destilación fraccionada del mismo (99% de la producción).

24.  Electrólisis de agua.
 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.

EFECTOS DEL OXIGENO EN LA SALUD:

Todo ser humano necesita oxígeno para respirar, pero como ocurre con muchas
sustancias un exceso de oxígeno no es bueno. Si uno se expone a grandes cantidades
de oxígeno durante mucho tiempo, se pueden producir daños en los pulmones.
Respirar un 50-100% de oxígeno a presión normal durante un periodo prolongado
provoca daños en los pulmones. Las personas que en su
trabajo sufren exposiciones frecuentes o potencialmente
elevadas a oxígeno puro, deben hacerse un chequeo de
funcionamiento pulmonar antes y después de desempeñar
ese trabajo. El oxígeno es normalmente almacenado a
temperaturas muy bajas y por lo tanto se deben usar ropas
especiales para prevenir la congelación de los tejidos
corporales.

25. En condiciones normales de presión y temperatura, el oxígeno es un gas incoloro e
inodoro con fórmula molecular O2, en el que dos átomos de oxígeno se enlazan con
una configuración electrónica en estado triplete. Este enlace tiene un orden de enlace
de dos y se suele simplificar en las descripciones como un enlace doble o como una
combinación de un enlace de dos electrones y dos enlaces de tres electrones.

El oxígeno triplete —no debe confundirse con el ozono, O3— es el estado
fundamental de la molécula O2, que cuenta con dos electrones desparejados que
ocupan dos orbitales moleculares de generados. Estos orbitales se clasifican como
anti enlaces —debilitan el orden de enlace de tres a dos—, de manera que el enlace
del dioxígeno es más débil que el triple enlace del nitrógenodiatómico.
AZUFRE:
El azufre se encuentra en forma nativa en regiones volcánicas y en sus formas
reducidas formando sulfuros y sulfonales o bien en sus formas oxidadas como
sulfatos. Es un elemento químico esencial constituyente de los aminoácidos cisteína
y metionina y, por consiguiente, necesario para la síntesis de proteínas presentes en
todos los organismos vivos.

Se usa principalmente como fertilizante pero también en la fabricación de pólvora,
laxantes, fósforos e insecticidas.

Los sulfuros metálicos pueden clasificarse en tres categorías: sulfuros ácidos
(hidrosulfuros, MHS, donde M es igual a un ion metálico univalente), sulfuros
normales (M2S) y polisulfuros (M2S3).
HISTORIA:

Descubridor: Desconocido.
Lugar de descubrimiento: Desconocido.
Año de descubrimiento: Conocido desde la antigüedad.

Origen del nombre: La palabra "azufre" se supone derivada de un
vocablo sánscrito "sulvere" que indica que el cobre pierde su valor
cuando se une con el azufre. Sulvere derivó en la palabra latina
"sulphurium", que derivó en azufre.

26. Obtención: El azufre se conoce desde los tiempos más remotos, pues con el nombre
de "piedra inflamable" se menciona en la Biblia y en los documentos más antiguos.
Se usaba en medicina y, los vapores producidos en su combustión, por griegos y
romanos para blanquear telas.

CARACTERISTICAS GENERALES
Nombre: Azufre Símbolo: S
Número atómico: 16 Masa atómica (uma): 32,066
Período: 3 Grupo: 16 (anfígenos)
Bloque: p (representativo) Números de oxidación: -2, +2,
+4, +6


PROPIEDADES PERIÓDICAS
Configuración electrónica: [Ne] 3s
2
3p
4 Radio atómico (Å): 1,04
Radio iónico (Å):1,84 (-2) Radio covalente (Å): 1,02
Energía de ionización (kJ/mol): 1000 Electronegatividad: 2,58
Afinidad electrónica (kJ/mol): 200

PROPIEDADES FÍSICAS
Densidad (g/cm
3
): 2,07 (rómbico) Color: Amarillo
Punto de fusión (ºC):115 Punto de ebullición (ºC): 445
Volumen atómico (cm
3
/mol): 15,5


OBTENCION DEL AZUFRE:

Se obtiene de domos salinos de la costa del Golfo de México mediante el método
Frasch: se introduce agua 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

27. 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.

EFECTOS DEL AZUFRE EN LA SALUD :

El azufre se puede encontrar frecuentemente en la naturaleza en forma de sulfuros.
Durante diversos procesos se añaden al medio ambiente enlaces de azufre dañinos
para los animales y los hombres. Estos enlaces de azufre dañinos también se forman
en la naturaleza durante diversas reacciones, sobre todo cuando se han añadido
sustancias que no están presentes de forma natural. Los compuestos del azufre
presentan un olor desagradable y a menudo son altamente tóxicos. En general las
sustancias sulfurosas pueden tener los siguientes efectos en la salud humana:

 Efectos neurológicos y cambios comportamentales Alteración de la circulación
sanguínea.
 Daños cardiacos.
 Efectos en los ojos y en la vista Fallos reproductores.
 Daños al sistema inmunitario.
 Desórdenes estomacales y gastrointestinales.
 Daños en las funciones del hígado y los riñones Defectos en la audición.
 Alteraciones del metabolismo hormonal Efectos dermatológicos.
 Asfixia y embolia pulmonar.

EFECTOS DEL AZUFRE EN EL MEDIO AMBIENTE

El azufre puede encontrarse en el aire en varias formas diferentes. Puede provocar
irritaciones en los ojos y garganta de los animales, cuando la toma tiene lugar a través
de la inhalación del azufre en su fase gaseosa. El azufre se aplica extensivamente en
las industrias y es emitido al aire, debido a las limitadas posibilidades de destrucción
de los enlaces de azufre que se aplican.

Los efectos dañinos del azufre en los animales son principalmente daños cerebrales,
a través de un malfuncionamiento del hipotálamo, y perjudicar el sistema nervioso.

28. SELENIO:
El selenio se puede encontrar en varias formas alotrópicas. Es insoluble en agua y
alcohol, ligeramente soluble en disulfuro de carbono y soluble en éter. Presenta el
efecto fotoeléctrico, convirtiendo la luz en electricidad, y, además, su conductividad
eléctrica aumenta al exponerlo a la luz. Por debajo de su punto de fusión es un
material semiconductor tipo p, y se encuentra en su forma natural.

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 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.
HISTORIA:

Descubridor: Jöns Berzelius.
Lugar de descubrimiento: Suecia.
Año de descubrimiento: 1817.

Origen del nombre: De la palabra griega "selene" que significa
"luna". Este nombre le fue dado por su parecido al telurio, a causa
de que el telurio había sido denominado así por la tierra, a este nuevo
elemento se le dio el nombre de luna.

29. Obtención: En 1817, Berzelius se encontraba analizando muestras de cierto ácido
sulfúrico preparado en una ciudad minera sueca y, encontró una impureza que creyó
que se trataba de un nuevo metal. Al principio, pensó que debería tratarse del telurio,
pero cuando aisló el metal, demostró ser algo más: un nuevo elemento que se parecía
al telurio, este fue llamado selenio.


CARACTERÍSTICAS GENERALES

Nombre: Selenio Símbolo: Se

Número atómico: 34 Masa atómica (uma): 78,96

Período: 4 Grupo: 16 (anfígenos)

Bloque: p (representativo) Números de oxidación: -2, +2, +4, +6

PROPIEDADES PERIÓDICAS

Configuración electrónica: [Ar] 3d
10
4s
2
4p
4 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 FÍSICAS

Densidad (g/cm
3
): 4,792
Color: Gris

Punto de fusión (ºC): 221 Punto de ebullición (ºC): 685

Volumen atómico (cm
3
/mol): 16,42



OBTENCION DEL SELENIO:

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:

 El selenio presenta propiedades fotovoltaicas (convierte directamente luz en
electricidad) y foto conductivas (la resistencia eléctrica decrece al aumentar la

30. 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 continua, 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.

EFECTOS DEL SELENIO EN LA SALUD :

Los humanos pueden estar expuestos al selenio de varias formas diferentes. La
exposición al selenio tiene lugar bien a través de la comida o el agua, o cuando nos
ponemos en contacto con tierra o aire que contiene altas concentraciones de selenio.
Esto no es muy sorprendente, porque el selenio se da naturalmente en el medio
ambiente de forma muy amplia y está muy extendido.

La exposición al selenio tiene lugar principalmente a través de la comida, porque el
selenio está presente naturalmente en los cereales, la carne. Los humanos necesitan
absorber ciertas cantidades de selenio diariamente, con el objeto de mantener una
buena salud. La comida normalmente contiene suficiente selenio para prevenir las
enfermedades causadas por su carencia.

La toma de selenio a través de la comida puede ser más elevada de lo normal en
muchos casos, porque en el pasado se aplicaron muchos fertilizantes ricos en selenio
en los cultivos.


EFECTOS DEL SELENIO EN EL MEDIO AMBIENTE

El selenio se presenta naturalmente en el medio ambiente. Es liberado tanto a través
de procesos naturales como de actividades humanas. En su forma natural el selenio

31. como elemento no puede ser creado ni destruido, pero tiene la capacidad de cambiar
de forma.

Bajos niveles de selenio pueden terminar en suelos o agua a través de la erosión de
las rocas. Será entonces tomado por las plantas o acabará en el aire cuando es
absorbido en finas partículas de polvo. Es más probable que el selenio entre en el
aire a través de la combustión de carbón y aceite, en forma de dióxido de selenio.
Esta sustancia será transformada en ácido de selenio en el agua o el sudor.







Los halógenos (del griego, formador de sales) son los elementos químicos que
forman el grupo 17 (XVII A, utilizado anteriormente) o grupo VII A de la tabla
periódica: flúor (F), cloro(Cl), bromo (Br), yodo (I), y ástato (At).

En estado natural se encuentran como moléculas diatómicas químicamente activas
[X2]. Para llenar por completo su último nivel energético (s2p5) necesitan un
electrón más, por lo que tienen tendencia a formar un ion mononegativo, X-. Este
ion se denomina haluro; las sales que lo contienen se conocen como haluros.

Poseen una electronegatividad ≥ 2,5 según la escala de Pauling, presentando el flúor
la mayor electronegatividad, y disminuyendo ésta al bajar en el grupo. Son
elementos oxidantes (disminuyendo esta característica al bajar en el grupo), y el
flúor es capaz de llevar a la mayor parte de los elementos al mayor estado de
oxidación.

FLUOR:

32. 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.

El telurio se utilizó inicialmente como aditivo del acero para incrementar su
ductilidad, como abrillantador en electroplateados, como aditivo en catalizadores
para la desintegración catalítica del petróleo, como material colorante de vidrios y
como aditivo del plomo para incrementar su fuerza y resistencia a la corrosión.



HISTORIA:

Descubridor: Henri Moissan.
Lugar de descubrimiento: Francia.
Año de descubrimiento: 1886.

Origen del nombre: De la palabra latina "fluere", que significa
"fluir".

Obtención: El flúor fue un elemento que se resistió mucho a ser aislado. Los
químicos sabían dónde encontrarlo, pero resultaba muy difícil separarlo de sus
compuestos por su gran reactividad química. Finalmente, fue aislado por Moissan,
efectuando una electrólisis de una disolución de fluoruro potásico en ácido
fluorhídrico anhidro líquido. Para albergar el gas empleó un recipiente de platino y
de iridio.

CARACTERISTICAS GENERALES
Nombre: Flúor Símbolo: F

Número atómico: 9 Masa atómica (uma): 18,9984

Período: 2 Grupo: 17 (Halógenos)

Bloque: p (representativo) Números de oxidación: -1

33. PROPIEDADES PERIÓDICAS

Configuración electrónica: [He] 2s
2
2p
5 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/cm
3
): 0,001696 (0 ºC)
Color: Amarillo-verdoso

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

Volumen atómico (cm
3
/mol): 17,1





OBTENCION DEL FLUOR

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).

34.  El hexafluoruro de azufre se utiliza como material dieléctrico.

 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.


EFECTOS EN LA SALUD

En el agua, aire, plantas y animales hay presentes pequeñas cantidades de flúor.
Como resultado los humanos están expuestos al flúor a través de los alimentos y el
agua potable y al respirar el aire. El flúor se puede encontrar en cualquier tipo de
comida en cantidades relativamente pequeñas. Se pueden encontrar grandes
cantidades de flúor en el té y en los mariscos.

El flúor es esencial para mantener la solidez de nuestros huesos. El flúor también
nos puede proteger del decaimiento dental, si es aplicado con el dentifríco dos veces
al día. Si se absorbe flúor con demasiada frecuencia, puede provocar caries,
osteoporosis y daños a los riñones, huesos, nervios y músculos.

Las industrias liberan la forma gaseosa del flúor. Este gas es muy peligroso, ya que
en elevadas concentraciones puede causar la muerte. En bajas concentraciones puede
causar irritaciones de los ojos y la nariz.

EFECTOS EN EL MEDIO AMBIENTE :

El flúor está presente en la corteza terrestre de forma natural, pudiendo ser
encontrado en rocas, carbón y arcilla. Los fluoruros son liberados al aire cuando el
viento arrastra el suelo. Los procesos de combustión en las industrias pueden liberar
fluoruro de hidrógeno al aire. Los fluoruros que se encuentran en el aire acabarán
depositándose en el suelo o en el agua.

Cuando el flúor se fija a partículas muy pequeñas puede permanecer en el aire
durante un largo periodo de tiempo. Cuando el flúor del aire acaba en el agua se

35. instala en los sedimentos. Cuando acaba en los suelos, el flúor se pega fuertemente
a las partículas del suelo.

En el medio ambiente el flúor no puede ser destruído; solamente puede cambiar de
forma. El flúor que se encuentra en el suelo puede acumularse en las plantas. La
cantidad de flúor que tomen las plantas depende del tipo de planta, del tipo de suelo
y de la cantidad y tipo de flúor que se encuentre en el suelo. En las plantas que son
sensibles a la exposición del flúor incluso bajas concentraciones de flúor pueden
provocar daños en las hojas y una disminución del crecimiento.






CLORO:
El cloro es un elemento químico de número atómico 17 situado en el grupo de los
halógenos (grupo VIIA) de la tabla periódica de los elementos. Su símbolo es Cl. En
condiciones normales y en estado puro forma dicloro: un gas tóxico amarillo-
verdoso formado por moléculas diatómicas (Cl2) unas 2,5 veces más pesado que el
aire, de olor desagradable y tóxico. Es un elemento abundante en la naturaleza y se
trata de un elemento químico esencial para muchas formas de vida.

El cloro es uno de los cuatro elementos químicos estrechamente relacionados que
han sido llamados halógenos. El flúor es el más activo químicamente; el yodo y el
bromo son menos activos. El cloro reemplaza al yodo y al bromo de sus sales.
Interviene en reacciones de sustitución o de adición tanto con materiales orgánicos
como inorgánicos. El cloro seco es algo inerte, pero húmedo se combina
directamente con la mayor parte de los elementos.
HISTORIA:

36. Descubridor: Carl William Scheele.
Lugar de descubrimiento: Suecia.
Año de descubrimiento: 1774.

Origen del nombre: De la palabra griega "chloros", que significa
"verde pálido", reflejando el color del gas.

Obtención: Scheele hizo reaccionar al mineral pirolusita (dióxido
de manganeso, MnO2) con ácido clorhídrico. La reacción química produjo un gas
verdoso con un olor sofocante y desagradable.



CARACTE RÍSTICAS GENERALES

Nombre: Cloro Símbolo: Cl

Número atómico: 17 Masa atómica (uma): 35,4527

Período: 3 Grupo: 17 (halógenos)

Bloque: p (representativo) Números de oxidación: -1, +1, +3, +5,
+7







PROPIED ADES PERIÓDIC AS

Configuración electrónica: [Ne] 3s
2
3p
5 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

PROPIED ADES FÍSICAS

Densidad (g/cm
3
): 0,003214 (0 ºC)
Color: Amarillo-verdoso

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

Volumen atómico (cm
3
/mol): 17,39



OBTENCION DEL CLORO:

Electrólisis de cloruros o del ácido clorhídrico. Se obtiene como subproducto de la
obtención de metales alcalinos y alcalino-térreos.

37. APLICACIONES:

 Potabilizar y depurar el agua para consumo humano. Producción de papel,
colorante, textil, productos derivados del petróleo, antisépticos, insecticidas,
medicamentos, disolventes, pinturas,
plásticos, etc.

 En grandes cantidades, el cloro es
consumido, para: productos sanitarios,
blanquean tés, 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.




EFECTOS EN LA SALUD

El cloro es un gas altamente reactivo. Es un elemento que se da de forma natural.
Los mayores consumidores de cloro son las compañías que producen dicloruro de
etileno y otros disolventes clorinados, resinas de cloruro de polivinilo (PVC),
clorofluorocarbonos (CFCs) y óxido de propileno. Las compañías papeleras utilizan
cloro para blanquear el papel. Las plantas de tratamiento de agua y de aguas
residuales utilizan cloro para reducir los niveles de microorganismos que pueden
propagar enfermedades entre los humanos (desinfección).

La exposición al cloro puede ocurrir en el lugar de trabajo o en el medio ambiente a
causa de escapes en el aire, el agua o el suelo. Las personas que utilizan lejía en la
colada y productos químicos que contienen cloro no suelen estar expuestas a cloro
en sí. Generalmente el cloro se encuentra solamente en instalaciones industriales.

38. El cloro entra en el cuerpo al ser respirado el aire contaminado o al ser consumido
con comida o agua contaminadas. No permanece en el cuerpo, debido a su
reactividad.







BROMO:
El bromo a temperatura ambiente es un líquido rojo, volátil y denso. Su reactividad
es intermedia entre el cloro y el yodo. En estado líquido es peligroso para el tejido
humano y sus vapores irritan los ojos y la garganta.

El bromo y sus compuestos se usan como agentes desinfectantes en albercas y agua
potable. Algunos de sus compuestos son más seguros que los análogos de cloro, por
la persistencia residual de los últimos. Otros compuestos químicos del bromo se
utilizan como fluidos de trabajo en medidores, fluidos hidráulicos, intermediarios en
la fabricación de colorantes, en acumuladores, en supresores de explosión y sistemas
de extinción de fuego.

La densidad de los compuestos de bromo también los hace útiles en la separación
gradual del carbón y otros minerales por gradientes de densidad. La gran

39. aplicabilidad de los compuestos de bromo se comprueba en el uso comercial de cerca
de 100 compuestos de bromo.

HISTORIA:

Descubridor: Antoine J. Balard.
Lugar de descubrimiento: Francia.
Año de descubrimiento: 1826.

Origen del nombre: De la palabra griega "brómos" que significa
"fetidez", debido al fuerte y desagradable olor de este elemento, sobre
todo de sus vapores.

Obtención: El químico francés Balard, que estaba trabajando con sales precipitadas
del agua de los pantanos de Montpellier, descubrió que, al añadir ciertos productos
químicos, aparecía una sustancia de color pardo, irritante y de olor desagradable, se
comprobó que era un nuevo elemento químico: el bromo.





CARACTE RÍSTICAS GENERALES

Nombre: Bromo Símbolo: Br

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

Período: 4 Grupo: 17 (halógenos)

Bloque: p (representativo) Números de oxidación: -1, +1, +3, +5, +7


PROPIED ADES PERIÓDIC AS

Configuración electrónica: [Ar] 3d
10

4s
2
4p
5
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

PROPIED ADES FÍSICAS

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

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

Volumen atómico (cm
3
/mol): 23,5



METODOS DE OBTENCION:

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.

EFECTOS DE LA SALUD

El bromo es un elemento que se da en la naturaleza y que puede encontrarse en
muchas sustancias inorgánicas. Los humanos, sin embargo, empezaron hace muchos
años a introducir bromuros orgánicos en el medio ambiente. Estos son todos ellos
compuestos que no son naturales y pueden causar graves daños a la salud humana y
el medio ambiente.

Los humanos podemos absorber bromuros orgánicos a través de la piel, con la
comida y durante la respiración. Los bromuros orgánicos son ampliamente usados
como sprays para matar insectos y otras plagas no deseadas. Pero no solo son

41. venenosas para los animales contra los que son usados, sino también para los
animales más grandes. En muchos casos también son venenosos para los humanos.

EFECTOS EN EL MEDIO AMBIENTE

Los bromuros orgánicos son a menudo aplicados como agentes desinfectantes y
protectores, debido a sus efectos perjudiciales para los microorganismos. Cuando se
aplican en invernaderos y en campos de cultivo pueden ser arrastrados fácilmente
hasta las aguas superficiales, lo que tiene efectos muy negativos para la salud de las
daphnia, peces, langostas y algas.

Los bromuros orgánicos son también perjudiciales para los mamíferos,
especialmente cuando se acumulan en los cuerpos de sus presas. Los efectos más
importantes sobre los animales son daños nerviosos y daños en el ADN, lo que puede
aumentar las probabilidades de desarrollar cáncer.

La toma de bromuro orgánico tiene lugar a través de la comida, de la respiración y
a través de la piel. Los bromuros orgánicos no son muy biodegradables; cuando son
descompuestos se forman bromuros inorgánicos. Éstos pueden dañar el sistema
nervioso si son absorbidos en grandes dosis. Ha ocurrido en el pasado que los
bromuros orgánicos terminaron en la comida del ganado. Miles de vacas y cerdos
tuvieron que ser sacrificados para prevenir el contagio a los humanos.
YODO:
HISTORIA

Descubridor: Bernard Courtois.

Lugar de descubrimiento: Francia.

Año de descubrimiento: 1811.

Origen del nombre: De la palabra griega "iodes" que significa "violeta", aludiendo
al color de los vapores del yodo.

Obtención: Courtois estaba experimentando con las cenizas de algas, una buena
fuente de sodio y potasio. al tratar las cenizas con un ácido fuerte (ácido sulfúrico)

42. para retirar los compuestos de azufre, Courtois se percató de que salía un vapor de
color violeta. Al enfriarlos obtuvo unos cristales oscuros y decidió que era un nuevo
elemento, al que llamó yodo.
Este elemento puede encontrarse en forma molecular como yodo diatómico.

Es un oligoelemento y se emplea principalmente

en medicina, fotografía y como colorante. Químicamente, el yodo es el halógeno
menos reactivo y electronegativo. Como con todos los otros halógenos (miembros
del Grupo XVII en la tabla periódica), el yodo forma moléculas diatómicas y por
ello forma el diyodo de fórmula molecular I

El yodo se encuentra con profusión, aunque rara vez en alta concentración y nunca
en forma elemental. A pesar de la baja concentración del yodo en el agua marina,
cierta especie de alga puede extraer y acumular el elemento. En la forma de yodato
de calcio, el yodo se encuentra en los mantos de caliche de Chile. Se encuentra
también como ion yoduro en algunas salmueras de pozos de petróleo en California,
Michigan y Japón.

El único isótopo estable del yodo es el 127I (53 protones, 74 neutrones). De los 22
isótopos artificiales (masas entre 117 y 139), el más importante es el 131I, con una
vida media de 8 días; se utiliza mucho en el trabajo con trazadores radiactivos y
ciertos procedimientos de radioterapia.

CARACTERÍSTICAS GENERALES

Nombre: Yodo Símbolo: I

Número atómico: 53 Masa atómica (uma): 126,9045

Período: 5 Grupo: 17 (halógenos)

Bloque: p (representativo) Números de oxidación: -1, +1,
+3, +5, +7

PROPIEDADES PERIÓDICAS

Configuración electrónica: [Kr] 4d
10
5s
2
5p
5
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

43. Densidad (g/cm
3
): 4,930 Color: Negro-violeta

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

Volumen atómico (cm
3
/mol): 25,72

METODOS DE OBTENCION:

Mediante reacción química del yodato de calcio con dióxido de azufre.
Por extracción de las cenizas de algas.

Para obtenerlo ultra puro se hace reaccionar yoduro potásico con sulfato de cobre.
APLICACIONES:

 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.


EFECTOS EN LA SALUD

El yodo se añade a casi cualquier sal. Es un ingrediente del pan, los peces marinos y
las plantas oceánicas. El yodo está presente de forma natural en los océanos y
algunos peces marinos y plantas acuáticas lo almacenan en sus tejidos.

Muchas medicinas y limpiadores para heridas de la piel contienen yodo. También es
un ingrediente de las tabletas purificadoras de agua que se usan para preparar agua
potable.

El yodo es un material de construcción de las hormonas tiroideas que son esenciales
para el crecimiento, el sistema nervioso y el metabolismo. Las personas que comen
muy poco o nada de pan pueden experimentar carencia de yodo. Entonces la función
de la glándula tiroides disminuirá y la glándula tiroides empezará a hincharse. Este
fenómeno se llama estruma. Ahora esta afección es rara, ya que la sal de mesa lleva
una pequeña dosis de yodo. Grandes cantidades de yodo pueden ser peligrosas

44. porque la glándula tiroides trabajaría demasiado. Esto afecta al cuerpo entero;
provoca taquicardias y pérdida de peso. El yodo elemental, I2, es tóxico, y su vapor
irrita los ojos y los pulmones. La concentración máxima permitida en aire cuando se
trabaja con yodo es de solamente 1 mg/m3. Todos los yoduros son tóxicos tomados
en exceso.

45.  La tabla periódica se creó para organizar todo los elementos que existen
en el universo en forma ordenada dependiendo de la caracteriza que lo
diferencia de otros y se agruparon con características similares a otros.

 Se conoce que en la tabla periódica existen 5 características de los
elementos las cuales son: los elementos que son metales, los no metales,
metales de transición, metaloides y los gases nobles o inherentes, pero los
de mayor abundancia son los elementos metálicos la cuales gobierna casi
toda la tabla periódica.

 La tabla periódica está organizada en grupos y periodos las cuales son 18
grupos y que cada grupo está caracterizado por el elemento que los
representa y son 7 periodos las cuales esta organizados por medio de la
característica química semejantes a los demás.

 Relacionando este tema con la química moderna pues es de mucha
importancia para esas personas que estudian medicina, ingeniería entre
otros ya que ellos se encargan de estudiar perfectamente las propiedades
de los elementos las cuales lo utilizan para crear antibióticos, medicina,
creación de chips entre otros.

 Por medio de la investigación realizada nos es útil para conocer que en
nuestro universo no solo existen unos cuantos elementos como lo son más
comunes: oro, plata, calcio, oxigeno, cobre, hierro, hidrogeno, yodo,
carbono, mercurio etc. Sino que en nuestro universo existen 118
elementos y que están bien organizado en la tabla periódica y por ello los
resultado es sobre la química moderna, sin ello no existirían las medicinas
y mucho menos la anestesia que lo usan los médicos para que
la persona no sienta ningún dolor por lo tanto gracias a la química es por
eso que estamos vivimos y rodeados de la comodidad.






CONCLUSIONES

46. WEBGRAFIA
https://quimica.laguia2000.com/general/grupos-de-la-tabla-periodica
https://es.wikipedia.org/wiki/Tabla_peri%C3%B3dica_de_los_elementos
https://es.wikipedia.org/wiki/Carbono
https://www.lenntech.es/periodica/elementos/c.htm
https://www.ecured.cu/Carbono
https://es.wikipedia.org/wiki/Silicio
https://www.lenntech.es/periodica/elementos/si.htm
https://es.wikipedia.org/wiki/Nitr%C3%B3geno
https://www.lenntech.es/periodica/elementos/n.htm
https://es.wikipedia.org/wiki/Potasio
https://www.lenntech.es/periodica/elementos/k.htm
https://es.wikipedia.org/wiki/Ars%C3%A9nico
https://www.lenntech.es/periodica/elementos/as.htm
https://es.wikipedia.org/wiki/Ox%C3%ADgeno
https://www.lenntech.es/periodica/elementos/o.htm
https://www.textoscientificos.com/quimica/inorganica/oxigeno
https://es.wikipedia.org/wiki/Azufre
https://www.lenntech.es/periodica/elementos/s.htm
https://www.caracteristicas.co/azufre/
https://es.wikipedia.org/wiki/Cloro
https://www.lenntech.es/periodica/elementos/cl.htm
https://www.lenntech.es/periodica/elementos/i.htm
https://es.wikipedia.org/wiki/%C3%81stato
https://www.lenntech.es/periodica/elementos/at.htm