modulo de quimica

grupos IVa-Va-VIa-VIIa de la tabla periodica

1. MODULO DE LA TABLA PERODICA: GRUPOS IVA -VA-VIA-VIIA








MAURA DANIELA BORDA REYES









INSTITUCIÓN EDUCATIVA EX ALUMNAS DE LA PRESENTACIÓN
ONCE-UNO
2017

2. INDICE
1. GRUPO 4A
1.1. PROPIEDADES
1.2.ELEMENTOS
1.2.1. Carbono (C) , numero atómico 6
1.2.2. silicio (si) , numero atómico 14
1.2.3. Germanio (ge) , numero atómico32
1.2.4. Estaño (Sn) , numero atómico50
1.2.5. Plomo (Pb) , numero atómico82
1.2.6. Erristeneo (Eo) , numero atómico

2. GRUPO 5A
2.1 PROPIEDADES
2.2 ELEMENTOS
2.2.1. nitrógeno (N)
2.2.2. el fósforo (P)
2.2.3. arsénico (As)
2.2.4. antimonio (Sb)

3. GRUPO 6A
3.1. PROPIEDADES
3.2.ELEMENTOS
3.2.1. Oxígeno (O)
3.2.2. Azufre (S)
3.2.3. Selenio (Se)
3.2.4. Telurio (Te)
3.2.5. Polonio (Po)

4. GRUPO 7ª
4.1. PROPIEDADES
4.2. ELEMENTOS
4.2.1. Flúor (F)
4.2.2. Cloro (Cl)
4.2.3. Bromo (Br)
4.2.4. Iodo (I)
4.2.5. Astato (At)

3. 1. GRUPO IVA

1.1 Propiedades: 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.

1.2 Elementos :
 Carbono (C) , numero atómico 6
 silicio (si) , numero atómico 14
 Germanio (ge) , numero atómico32
 Estaño (Sn) , numero atómico50
 Plomo (Pb) , numero atómico82
 Erristeneo (Eo) , numero atómico
Los elementos de este grupo presenta diferentes estados de oxidación y estos son: +2 y +4.,
los compuestos orgánicos presentan variedad en su oxidación Mientras que los óxidos de
carbono y silicio son ácidos, los del estaño y plomo son anfótero, el plomo es un elemento
tóxico. Estos elementos no suelen reaccionar con el agua, los ácidos reaccionan con el
germanio, estaño y plomo, las bases fuertes atacan a los elementos de este grupo, con la
excepción del carbono, desprendiendo hidrógeno, reaccionan con el oxígeno formando
óxidos.
En este grupo encontramos variedad en cuanto a sus características físicas y químicas a
continuación un breve resumen de cada uno de los elementos de este grupo.

4. 1.2.1. 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.

 Número atómico: 6
 Pertenece al periodo 2
 Pertenece al grupo 14
 asa atómica: 12.0107
 Símbolo atómico: C
 Punto de fusión: 3.550° C
 Punto de ebullición: 3.800°C
 Su densidad es de 2267 Kg/m3
 Su radio medio es de 70 mp
 Punto de fusión en grafito 3800 kk
 Punto de fuision en diamante 3823 k

Descubrimiento del carbono se remonta a la prehistoria y etimológicamente, su
nombre proviene del latín carbo. En la antigüedad, el carbono ya era manufacturado a
través de la combustión incompleta de distintos materiales orgánicos.

No obstante, los primeros compuestos naturales de carbono en seres vivos fueron
descubiertos en el siglo XIX, desde entonces, el estudio de todos los compuestos que
cuentan con carbono en su constitución se llamó química orgánica.

El carbono es un elemento sumamente variable y abundante, el cual posee siete
isótopos, el isótopo de carbono-12 es empleado como patrón para calcular la masa
atómica de los distintos nucleídos que existen en la naturaleza, siendo más que
especial. Isótopos como el carbono-14 tienen una vida promedio de 5715 años, por lo
cual se lo utiliza para datar diversos elementos, tales como madera o especímenes
arqueológicos.

5. Características del carbono (C)
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
numerosos compuestos denominados genéricamente hidrocarburos.
Carbono y su estructura
:

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.

6. 1.2.2. 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
 Número atómico: 14
 Peso atómico: 28,0855
 Símbolo atómico: Si
 Punto de fusión: 1,414° C
 Punto de ebullición: 3,265° C
 Tipo metaloide
 punto de fusión del silicio es de 1687 grados Kelvin (1414,85 grados Celsius)
 punto de ebullición es de 3173 grados Kelvin (2900,85 grados Celsius)
 densidad : 2330 kg/m3
 masa atómica: 28.0855 u
 radio medio: 110 pm
 radio atómico: 111
 Radio covalente: 111pm
 Radio de van der Waals: 210 pm
 Configuración electrónica: [Ne]3s2 3p2
 Electrones por capa: 2, 8, 4
 Estados de oxidación: 4
 Óxido: anfótero
 Estructura cristalina: cúbica centrada en las caras
 Electronegatividad: 1,9
 Conductividad eléctrica: 2,52 ·10-4S/m
 Conductividad térmica: 148W/(K ·m)


 El químico sueco Jöns Jacob Berzelius es a quien se le acredita
el descubrimiento del silicio, puesto que entre 1823 y 1824, fue el primero en
lograr una forma pura y aislada de este elemento. Suena muy sencillo pero para
lograrlo, Berzelius elaboró una forma pura de silicio amorfo tras calentar
potasio con tetra fluoruro de silicio y luego lavar el resultado en repetidas
ocasiones hasta lograr eliminar todos los filosilicatos.

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

 Ubicación:
 el 25,7% de la corteza terrestre está compuesta por silicio, siendo el segundo
elemento más abundante allí. Por otra parte, también se lo puede encontrar en
el Sol, las estrellas y en abundancia en los meteoritos aerolitos. Aunque no se
encuentra libre en la naturaleza, se produce como óxidos y silicatos en algunos
minerales como en arena, cuarzo, cristal de roca, amatista, ágata, pedernal,
jaspe y el ópalo, entre otros.

 Aplicaciones
 Se utiliza en aleaciones, en la preparación de las siliconas, en la industria de la
cerámica técnica y, debido a que es un material semiconductor muy abundante,
tiene un interés especial en la industria electrónica y microelectrónica como
material básico para la creación de obleas o chips que se pueden implantar en
transistores, pilas solares y una gran variedad de circuitos electrónicos. El
silicio es un elemento vital en numerosas industrias.

 Los humanos usamos el silicio en abundancia. Quizás su uso más significativo
es en forma de arena y de arcilla, lo usamos para crear hormigón, ladrillos,
esmaltes, cerámica y muchos otros productos útiles para la construcción.
También es un elemento fundamental en la producción del acero y muchos
tipos de vidrio, siendo uno de los elementos más útiles y económicos.
 El dióxido de silicio y sílice (en forma de arcilla o arena) son componentes
importantes de ladrillos, hormigón y cemento.
 El silicio es un semiconductor. Esto significa que el flujo eléctrico puede ser
controlada mediante el uso de partes de silicio. Por lo tanto, el silicio es muy
importante en la industria eléctrica. Componentes de silicio se utilizan en las

8. computadoras, los transistores, células solares, pantallas LCD y otros
dispositivos semiconductores.
 La mayoría del silicio se utiliza para la fabricación de aleaciones de aluminio y
silicio con el fin de producir piezas fundidas. Las piezas se producen mediante
el vertido del material fundido de aluminio y silicio en un molde. Estas piezas
de material fundido se utilizan generalmente en la industria del automóvil para
fabricar piezas para coches.
 La masilla "Silly Putty" antes se hacía mediante la adición de ácido bórico al
aceite de silicona.
 El carburo de silicio es un abrasivo muy importante.
 Los silicatos se puede utilizar para hacer tanto cerámica y como esmalte.
 La arena, que contiene silicio, es un componente muy importante del vidrio.
 La silicona, un polímero derivado del silicio, se utiliza en aceites y ceras,
implantes mamarios, lentes de contacto, explosivos y pirotecnia (fuegos
artificiales).
 En el futuro, el silicio puede sustituir al carbón como la principal fuente de
electricidad.
 El silicio híper puro y combinado con otros elementos como boro, galio,
fósforo y arsénico, se puede utilizar para producir una forma de silicio que
compone los transistores, las células solares, los rectificadores y muchísimos
otros dispositivos que se utilizan ampliamente en la industria electrónica y la
tecnología espacial.
 También es muy especial en la producción de polímeros y otros materiales
como las siliconas orgánicas.

9. 1.2.3. Germanio:
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 millón (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.
 Descubrimiento
Año de descubrimiento: 1886.
Origen del nombre: De la palabra latina "Germania", que significaba
"Alemania". Obtención: El germanio era un elemento cuya
existencia había sido predicha por Mendeleiev en 1871. Predijo que
este elemento debería tener propiedades análogas al silicio y le
llamó eka-silicio.

 Características del germanio: a continuación puedes ver una tabla donde se muestra
las principales características que tiene el germanio.
Símbolo químico Ge
Número atómico 32
Grupo 14
Periodo 4
Aspecto blanco grisáceo
Bloque p
Densidad 5323 kg/m3
Masa atómica 72.64 u
Radio medio 125 pm
Radio atómico 125
Radio covalente 122 pm

10. Configuración electrónica [Ar]3d10 4s2 4p2
Electrones por capa 2, 8, 18, 4
Estados de oxidación 4
Óxido anfótero
Estructura cristalina cúbica centrada en las caras
Estado sólido
Punto de fusión 1211.4 K
Punto de ebullición 3093 K
Calor de fusión 36.94 kJ/mol
Presión de vapor 0,0000746 Pa a 1210 K
Electronegatividad 2,01
Calor específico 320 J/(K·kg)
Conductividad eléctrica 1,45 S/m
Conductividad térmica 59,9 W/(K·m)

 Propiedades atómicas
La masa atómica de un elemento está determinada 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 germanio dentro de la tabla periódica de los elementos, el
germanio se encuentra en el grupo 14 y periodo 4. El germanio tiene una masa atómica de
72,64 u.
La configuración electrónica del germanio es [Ar] 3d10 4s2 4p2. La configuración
electrónica de los elementos, determina la forma en la cuantos electrones están
estructurados en los átomos de un elemento. El radio medio del germanio es de 125 pm, su
radio atómico o radio de Bohr es de 125 pm y su radio covalente es de 122 pm. El germanio
tiene un total de 32 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 y en la
cuarta, 4 electrones.

11. Usos
 El germanio es una sustancia dura de color blanco grisáceo que se encuentra con
los minerales de zinc, plata, plomo y cobre. Un químico alemán llamado Clemens
Winkler descubrió este elemento en el año 1886 y la llamó así en referencia a
Alemania. La producción principal de germanio es como un subproducto de la
obtención del mineral de zinc y no se producen más de 100 toneladas al año. Es
muy demandado por sus importantes aplicaciones. Si alguna vez te has
preguntado para qué sirve el germanio, a continuación tienes una lista de sus
posibles usos:
 El germanio se utiliza como material semiconductor. Se usa generalmente,
junto al silicio, en los circuitos integrados de alta velocidad para mejorar su
rendimiento. En algunos casos se está planteando sustituir al silicio por
germanio para hacer chips miniaturizados.
 También se utiliza en las lámparas fluorescentes y algunos diodos LED.
 Algunos pedales de guitarra contienen transistores de germanio para producir
un tono de distorsión característico.
 Se puede utilizar en los paneles solares. De hecho, los robots exploradores de
marte contienen germanio en sus células solares.
 El germanio se combina con el oxígeno para su uso en las lentes de las cámaras
y la microscopía. También se utiliza para la fabricación del núcleo de cables de
fibra óptica.
 También se utiliza en aplicaciones de imágenes térmicas para uso militar y la
lucha contra incendios.
 El germanio se utiliza en el control de los aeropuertos para detectar las fuentes
de radiación.
 Hay algunos indicios de que puede ayudar al sistema inmunológico de
pacientes con cáncer, pero esto todavía no está probado. Actualmente el
germanio está considerado como un peligro potencial para la salud cuando se
utiliza como suplemento nutricional.

12. Métodos de obtención
 Se obtiene como subproducto en los procesos de obtención de cobre, zinc y en
las cenizas de ciertos carbones. Para la purificación ulterior se utiliza el proceso
llamado fusión por zonas.

Características generales y propiedades
.
 En su estado puro, el germanio es un metaloide sólido y duro, cristalino y
quebradizo, y de un color blanco con tonalidades grisáceas que incluso a
temperatura ambiente mantiene un brillo muy particular. Como semiconductor,
el germanio presenta propiedades excelentes y se conocen cinco isótopos naturales
de este elemento: 70 Ge, 72 Ge, 73 Ge, 74 Ge y 76 Ge.
 En la naturaleza, el germanio puede hallarse en determinados minerales, siendo
abundante en varias regiones norteamericanas y también en Europa, especialmente
en Rusia. Dos minerales de germanio importantes son la argirodita; un sulfuro de
germanio y plata, y la llamada germanita, un mineral que contiene hasta un 8 % de
nuestro elemento.
 Otras formas de obtener germanio refieren a procesos artificiales del Hombre,
como por ejemplo los procesamientos de minerales de zinc, donde se lo puede aislar
del polvo de los hornos de fundición. Hoy en día, numerosas técnicas de
refinamiento se han desarrollado para la producción de germanio cristalino, que
tiene mínimas impurezas y se emplea con suma frecuencia en el sector industrial y
sobre todo la electrónica.

13. 1.2.4. Estaño (Sn):
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
 El estaño es un elemento químico de numero atómico 50 situado en el grupo 14 de
la tabla periódica de los elementos.
 Historia.
 El estaño, del latín stannum, es uno de los metales conocidos desde la antigüedad.
Aprovechando su capacidad de endurecer el cobre, se usaba ya en la fabricación
de bronce hacia 3500 adC. La minería del estaño se cree que comenzó
en Cornwall y Devon (Inglaterra) de donde lo obtenían
los romanos aunque griegos y fenicios ya comerciaban con Oriente. Aun así, el
metal puro no se utilizó hasta 600 adC.
Símbolo químico empleado por Dalton para el estaño.
Las sales del estaño, en concreto, el cloruro de estaño II se utiliza para fabricar
espejos y para sensibilizar superficies no conductoras que posteriormente se harán
conductoras para realizar circuitos impresos.
Obtención
 El estaño se obtiene del mineral casiterita (óxido de estaño (IV)) en donde se
presenta como óxido. y también en el cobre. Dicho mineral se muele y se enriquece
en dióxido de estaño por flotación, después se tuesta y se calienta con coque en un
horno de reverbero con lo cual se obtiene el metal.
aplicaciones

14.  Se usa como revestimiento protector del cobre, del hierro y de diversos metales
usados en la fabricación de latas de conserva. Su uso también es de 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.
Aleaciones
 Las aleaciones con base de estaño, también conocidas como metales blancos,
generalmente contienen cobre, antimonio y plomo. Estas aleaciones tienen
diferentes propiedades mecánicas, dependiendo de su composición. Algunas
aleaciones de estaño, cobre y antimonio son utilizadas como materiales antifricción
en cojinetes, por su baja resistencia de cizalladora y su reducida adherencia. Las
aleaciones estaño y plomo se comercializan en varias composiciones y puntos de
fusión, siendo la aleación eutéctica aquella que tiene un 61,9% de estaño y un
38,1% de plomo, con un punto de fusión de 183 °C.[2] El resto de aleaciones
estaño-plomo funden en un rango de temperaturas en el cual hay un equilibrio entre
la fase sólida y la fase líquida durante los procesos de fusión y de solidificación,
dando lugar a la segregación de la fase sólida durante la solidificación y, por tanto,
a estructuras cristalinas diferentes. La aleación eutéctica, que necesita menor
temperatura para llegar a la fase líquida es muy utilizada en la soldadura blanda de
componentes electrónicos para disminuir las probabilidades de daño por
sobrecalentamiento de dichos componentes. Algunas aleaciones basadas en estaño
y plomo tienen además pequeñas proporciones de antimonio (del orden del 2,5%).
El principal problema de las aleaciones con plomo es el impacto ambiental
potencial de sus residuos, por lo que están en desarrollo aleaciones libres de plomo,
como las aleaciones de estaño-plata-cobre o algunas aleaciones estaño-cobre. El
peltre es una aleación de estaño, cobre y antimonio utilizada para utensilios
decorativos. El estaño también es utilizado en aleaciones de prótesis dentales,
aleaciones de bronce y aleaciones de titanio y circonio.
Características
A continuación puedes ver una tabla donde se muestra las principales características que
tiene el estaño.
Símbolo químico Sn
Número atómico 50

15. 
Grupo 14
Periodo 5
Aspecto gris plateado brillante
Bloque p
Densidad 7310 kg/m3
Masa atómica 118.710 u
Radio medio 145 pm
Radio atómico 145
Radio covalente 180 pm
Radio de van der Waals 217 pm
Configuración electrónica [Kr]4d10 5s2 5p2
Electrones por capa 2, 8, 18, 18, 4
Estados de oxidación 4,2
Óxido anfótero)
Estructura cristalina tetragonal
Estado sólido
Punto de fusión 505.08 K
Punto de ebullición 2875 K
Calor de fusión 7.029 kJ/mol
Presión de vapor 5,78·10-21Pa a 505 K
Electronegatividad 1,96
Calor específico 228 J/(K·kg)
Conductividad eléctrica 9,17·106S/m
Conductividad térmica 66,6 W/(K·m)

16.  Es un metal plateado, maleable, que no se oxida fácilmente con el aire y es
resistente a la corrosión. Se encuentra en muchas aleaciones y se usa para recubrir
otros metales protegiéndolos de la corrosión. Al doblar una barra de este metal se
produce un sonido característico llamado grito del estaño, producido por la fricción
de los cristales que la componen. El estaño puro tiene dos variantes: El estaño gris,
polvo no metálico, semiconductor, y estable a temperaturas inferiores a 13,2 ºC, que
es muy frágil y tiene un peso específico más bajo que el blanco. El estaño blanco, el
normal, metálico, conductor, y estable a temperaturas por encima de 13,2 ºC.

 Propiedades
 El estaño pertenece al grupo de elementos metálicos conocido como metales del
bloque p que están situados junto a los metaloides o semimetales en la tabla
periódica. Este tipo de elementos tienden a ser blandos y presentan puntos de fusión
bajos, propiedades que también se pueden atribuir al estaño, dado que forma parte
de este grupo de elementos.
El estado del estaño en su forma natural es sólido. El estaño es un elemento químico
de aspecto gris plateado brillante y pertenece al grupo de los metales del bloque p.
El número atómico del estaño es 50. El símbolo químico del estaño es Sn. El punto
de fusión del estaño es de 505,08 grados Kelvin o de 232,93 grados Celsius o
grados centígrados. El punto de ebullición del estaño es de 2875 grados Kelvin o de
2602,85 grados Celsius o grados centígrados.

 Propiedades atómicas
 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 estaño dentro de la tabla periódica de los
elementos, el estaño se encuentra en el grupo 14 y periodo 5. El estaño tiene una
masa atómica de 118,710 u.
 La configuración electrónica del estaño es [Kr] 4d10 5s2 5p2. La configuración
electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están
estructurados en los átomos de un elemento. El radio medio del estaño es de 145
pm, su radio atómico o radio de Bohr es de 145 pm, su radio covalente es de 180
pm y su radio de Van der Waals es de 217 pm. El estaño tiene un total de 50
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 4 electrones.

17. 1.2.5. 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.

 Las valencias químicas normales son 2 y 4. Es relativamente resistente al ataque de
los ácidos sulfúrico y clorhídrico. Pero se disuelve con lentitud en ácido nítrico. El
plomo es anfótero, ya que forma sales de plomo de los ácidos, así como sales
metálicas del ácido plúmbico. El plomo forma muchas sales, óxidos y compuestos
organometálicos.
Industrialmente, sus compuestos más importantes son los óxidos de plomo y el tetra etilo de
plomo. El plomo forma aleaciones con muchos metales y, en general, se emplea en esta
forma en la mayor parte de sus aplicaciones. Todas las aleaciones formadas con estaño,
cobre, arsénico, antimonio, bismuto, cadmio y sodio tienen importancia industrial.
Los compuestos del plomo son tóxicos y han producido envenenamiento de trabajadores
por su uso inadecuado y por una exposición excesiva a los mismos. Sin embargo, en la

18. actualidad el envenenamiento por plomo es raro en virtud e la aplicación industrial de
controles modernos, tanto de higiene como relacionados con la ingeniería. El mayor peligro
proviene de la inhalación de vapor o de polvo. En el caso de los compuestos
organoplúmbicos, la absorción a través de la piel puede llegar a ser significativa. Algunos
de los síntomas de envenenamiento por plomo son dolores de cabeza, vértigo e insomnio.
En los casos agudos, por lo común se presenta estupor, el cual progresa hasta el coma y
termina en la muerte. El control médico de los empleados que se encuentren relacionados
con el uso de plomo comprende pruebas clínicas de los niveles de este elemento en la
sangre y en la orina. Con un control de este tipo y la aplicación apropiada de control de
ingeniería, el envenenamiento industrial causado por el plomo puede evitarse por completo.
El plomo rara vez se encuentra en su estado elemental, el mineral más común es el sulfuro,
la galeana, los otros minerales de importancia comercial son el carbonato, cerusita, y el
sulfato, anglesita, que son mucho más raros. También se encuentra plomo en varios
minerales de uranio y de torio, ya que proviene directamente de la desintegración radiactiva
(decaimiento radiactivo). Los minerales comerciales pueden contener tan poco plomo como
el 3%, pero lo más común es un contenido de poco más o menos el 10%. Los minerales se
concentran hasta alcanzar un contenido de plomo de 40% o más antes de fundirse.
El uso más amplio del plomo, como tal, se encuentra en la fabricación de acumuladores.
Otras aplicaciones importantes son la fabricación de tetraetilplomo, forros para cables,
elementos de construcción, pigmentos, soldadura suave y municiones.
Se están desarrollando compuestos organoplúmbicos para aplicaciones como son la de
catalizadores en la fabricación de espuma de poliuretano, tóxicos para las pinturas navales
con el fin de inhibir la incrustación en los cascos, agentes biosidas contra las bacterias
Gram positivas, protección de la madera contra el ataque de los barrenillos y hongos
marinos, preservadores para el algodón contra la descomposición y el moho, agentes
molusquicidas, agentes antihelmínticos, agentes reductores del desgaste en los lubricantes e
inhibidores de la corrosión para el acero.
Merced a su excelente resistencia a la corrosión, el plomo encuentra un amplio uso en la
construcción, en particular en la industria química. Es resistente al ataque por parte de
muchos ácidos, porque forma su propio revestimiento protector de óxido. Como
consecuencia de esta característica ventajosa, el plomo se utiliza mucho en la fabricación y
el manejo del ácido sulfúrico.
Durante mucho tiempo se ha empleado el plomo como pantalla protectora para las
máquinas de rayos X. En virtud de las aplicaciones cada vez más amplias de la energía
atómica, se han vuelto cada vez más importantes las aplicaciones del plomo como blindaje
contra la radiación.

19. Su utilización como forro para cables de teléfono y de televisión sigue siendo una forma de
empleo adecuada para el plomo. 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.
El uso del plomo en pigmentos ha sido muy importante, pero está decreciendo en volumen.
El pigmento que se utiliza más, en que interviene este elemento, es el blanco de plomo
2PbCO3.Pb (OH)2; otros pigmentos importantes son el sulfato básico de plomo y los
cromatos de plomo.
Se utilizan una gran variedad e 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 fritas de vidrio y de
cerámica, las que resultan útiles para introducir plomo en los acabados del vidrio y de la
cerámica. El azuro de plomo, Pb (N3)2, es el detonador estándar par los explosivos. Los
arsenatos de plomo se emplean en grandes cantidades como insecticidas para la protección
de los cultivos. El litargirio (óxido de plomo) se emplea mucho para mejorar las
propiedades magnéticas de los imanes de cerámica de ferrita de bario.
Asimismo, una mezcla calcinada de zirconato de plomo y de titanato de plomo, conocida
como PZT, está ampliando su mercado como un material piezoeléctrico.

 Efectos ambientales del Plomo
 El Plomo ocurre de forma natural en el ambiente, pero las mayores concentraciones
que son encontradas en el ambiente son el resultado de las actividades humanas.
Debido a la aplicación del plomo en gasolinas un ciclo no natural del Plomo tiene lugar. En
los motores de los coches el Plomo es quemado, eso genera sales de Plomo (cloruros,
bromuros, óxidos) se originarán.
Estas sales de Plomo entran en el ambiente a través de los tubos de escape de los coches.
Las partículas grandes precipitarán en el suelo o la superficie de aguas, las pequeñas
partículas viajarán largas distancias a través del aire y permanecerán en la atmósfera. Parte
de este Plomo caerá de nuevo sobre la tierra cuando llueva. Este ciclo del Plomo causado
por la producción humana está mucho más extendido que el ciclo natural del plomo. Este
ha causad contaminación por Plomo haciéndolo en un tema mundial no sólo la gasolina con
Plomo causa concentración de Plomo en el ambiente. Otras actividades humanas, como la
combustión del petróleo, procesos industriales, combustión de residuos sólidos, también
contribuyen.

20. El Plomo puede terminar en el agua y suelos a través de la corrosión de las tuberías de
Plomo en los sistemas de transportes y a través de la corrosión de pinturas que contienen
Plomo. No puede ser roto, pero puede convertirse en otros compuestos.
El Plomo se acumula en los cuerpos de los organismos acuáticos y organismos del suelo.
Estos experimentarán efectos en su salud por envenenamiento por Plomo. Los efectos sobre
la salud de los crustáceos pueden tener lugar incluso cuando sólo hay pequeñas
concentraciones de Plomo presente.
Las funciones en el fitoplancton pueden ser perturbadas cuando interfiere con el Plomo. El
fitoplancton es una fuente importante de producción de oxígeno en mares y muchos
grandes animales marinos lo comen. Este es por qué nosotros ahora empezamos a
preguntarnos si la contaminación por Plomo puede influir en los balances globales. Las
funciones del suelo son perturbadas por la intervención del Plomo, especialmente cerca de
las autopistas y tierras de cultivos, donde concentraciones extremas pueden estar presentes.
Los organismos del suelo también sufren envenenamiento por Plomo.
El Plomo es un elemento químico particularmente peligroso, y se puede acumular en
organismos individuales, pero también entrar en las cadenas alimenticias.
 Propiedades atómicas
 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 plomo dentro de la tabla periódica de los
elementos, el plomo se encuentra en el grupo 14 y periodo 6. El plomo tiene una
masa atómica de 207,2 u.
 La configuración electrónica del plomo es [Xe] 4f14 5d10 6s2 6p2. La
configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los
electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio medio del
plomo es de 180 pm, su radio atómico o radio de Bohr es de 154 pm, su radio
covalente es de 147 pm y su radio de Van der Waals es de 202 pm.
 Características generales y propiedades
 Tal como lo hemos visto con varios otros elementos, como puede ser el oro, la plata
o el bronce, el Hombre ha utilizado el plomo a lo largo de la historia y ya desde la
antigüedad, desconociéndose su verdadero origen o más bien, su descubrimiento.
Tanto es así que miles de años atrás, los alquimistas creían que se trataba del
elemento más antiguo en la Tierra y lo relacionaban con el planeta Saturno. Su
nombre proviene del latín plumbum y su símbolo es Pb.

21.  El plomo es bien conocido por todos, pues tiene amplias aplicaciones en las
actividades humanas. Se trata de un elemento metálico suave, sumamente maleable
y también dúctil, resultando así muy útil. Tiene un característico color plateado
claro, blancuzco y de tintes azulados con un brillo intenso. También es de lo más
fuerte, resistente a la corrosión y bueno para las aleaciones, siendo aleado
con antimonio (Sb) en ocasiones para mejorar aún más estas características.
 En estado natural, el plomo posee 4 isótopos estables, aunque en total se conocen 27
isótopos de plomo. Es importante mencionar que se trata de un elemento tóxico y
peligroso para la salud, resultando mortal si se inhala, se ingiere o si existe una
intensa y prolongada exposición a determinadas formas del elemento. Si bien se lo
puede encontrar en la naturaleza, esto es algo excepcional y es raro hallarlo en sus
fuentes, siendo minerales como la galena (PbS) la más común, de la cual se lo
extrae mediante un complejo proceso de tostado. En menor medida, también ocurre
en minerales como la anglesita y la cerusita.

 Características del plomo
Símbolo químico Pb
Número atómico 82
Grupo 14
Periodo 6
Aspecto gris azulado
Bloque p
Densidad 11340 kg/m3
Masa atómica 207.2 u
Radio medio 180 pm
Radio atómico 154
Radio covalente 147 pm
Radio de van der Waals 202 pm
Configuración electrónica [Xe]4f14 5d10 6s2 6p2

22. Estados de oxidación 4, 2 (anfótero)
Estructura cristalina cúbica centrada en las caras
Estado sólido
Punto de fusión 600.61 K
Punto de ebullición 2022 K
Calor de fusión 4.799 kJ/mol
Presión de vapor 4,21 × 10-7Pa a 600 K
Electronegatividad 2,33 (Pauling)
Calor específico 129 J/(kg·K)
Conductividad eléctrica 4,81 × 106 m-1·Ω-1
Conductividad térmica 35,3 W/(m·K)

23. 1.2.6. Erristeneo (Eo):

 El Erristeneo es un elemento químico de la Tabla Periódica que fue descubierto en
la ciudad Dubna de Rusia por el Equipo del Instituto Nuclear de Dubna en el
año 1998. Un elemento químico es un tipo de materia constituida por átomos de la
misma clase. En su forma más simple posee un número determinado de protones en
su núcleo, haciéndolo pertenecer a una categoría única clasificada con el número
atómico, aún cuando este pueda desplegar distintas masas atómicas. Es un átomo
con características físicas únicas, aquella sustancia que no puede ser descompuesta
mediante una reacción química, en otras más simples. No existen dos átomos de un
mismo elemento con características distintas y, en el caso de que estos posean
número másico distinto, pertenecen al mismo elemento pero en lo que se conoce
como uno de sus isótopos.
 El erristeneo es un elemento químico que pertenece a los metales del bloque P; es
un elemento que no está aprobado oficialmente por la IUPAC, es muy inestable y
tiene una corta vida.


 Características

 Numero atómico: 114
 Símbolo: Eo
 Peso atómico: 272
 Punto de ebullición: ºC----
 Punto de fusión: ºC------
 Densidad: -----
 Estado de oxidación :4
 Estructura electrónica: Rn 5f
14
6d
10
7s
2
7p
2
.
 Año de su descubrimiento: fecha no determinada

24. Web grafía
 https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Diamond_and_graphite2.jpg#/media/File:
Diamond_and_graphite2.jpg
 http://johannandreinajaimes.blogspot.com.co/2011/03/carbon-diamante.html
 http://grupo4tabla.blogspot.com.co/2013/05/imagen-tabla-periodica-grupo-iva-
tabla.html
 http://www.enciclopediadetareas.net/2016/09/el-erristeneo-elemento-quimico.html
 https://es.wikipedia.org/wiki/Silicio
 https://es.wikipedia.org/wiki/Silicio
 http://www.vix.com/es/btg/curiosidades/4360/caracteristicas-del-carbono
 http://www.ejemplode.com/38-quimica/3357-caracteristicas_del_carbono.html
 http://www.vix.com/es/btg/curiosidades/4438/caracteristicas-del-silicio
 http://elementos.org.es/germanio
 http://www.vix.com/es/btg/curiosidades/4542/caracteristicas-del-germanio
 http://www.lenntech.es/periodica/elementos/ge.htm
 https://www.uam.es/docencia/elementos/spV21/conmarcos/elementos/ge.html
 http://www.quimicaweb.net/tablaperiodica/paginas/germanio.htm
 http://elementos.org.es/estano
 http://constructoraindustrialyminas.com/blog/proceso-de-obtencion-del-estano/
 http://elementos.org.es/estano
 http://www.mecomsa.com.mx/caracteristicas-y-usos-del-estano/
 http://enciclopedia.us.es/index.php/Esta%C3%B1o
 http://grupo4tabla.blogspot.com.co/2013/05/imagen-tabla-periodica-grupo-iva-
tabla.html
 http://www.lenntech.es/periodica/elementos/pb.htm#ixzz4YPzrwXqG
 http://elementos.org.es/plomo
 http://www.lenntech.es/periodica/elementos/pb.htm
 http://www.vix.com/es/btg/curiosidades/5198/caracteristicas-del-plomo
 https://es.wikipedia.org/wiki/Plomo
 http://www.enciclopediadetareas.net/2016/09/el-erristeneo-elemento-quimico.html

25. 2.GRUPO VA
O FAMILIA DE NITRÓGENOS
 Propiedades: 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 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
 Elementos: 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.
 nitrógeno (N)
 fósforo (P)
 arsénico (As)
 antimonio (Sb)
 l bismuto (Bi)

1.2.1 NITRÓGENO (N)
 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.

26.  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.

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

 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.
 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.
 se usa en pequeñas cantidades en lámparas

27.  es componente básico del ácido nítrico, amoniaco, cianamidos, 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

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.
 Se obtiene de la atmósfera (su fuente inagotable) por
licuación y destilación fraccionada.
 Se obtiene, muy puro, mediante descomposición térmica (70

28. ºC) del nitrito amónico en disolución acuosa.
 Por descomposición de amoniaco (1000 ºC) en presencia de
níquel en polvo.
 Características generales y propiedades
 Etimológicamente, el nombre de este elemento proviene de la palabra en latín
“nitrum”, un término que antiguamente se utilizaba para referirse a toda clase de
compuestos de sodio y “genes”, que significa “generar”.

 Este nombre se lo adjudicó el médico, químico y botánico escocés Daniel
Rutherford, quien descubrió la existencia de este elemento en el año 1772. Para
este descubrimiento, Rutherford experimentó quitando el oxígeno y el dióxido
de carbono del aire, demostrando así que el gas residual era inútil para la
combustión e inútil para los seres vivos.

 No obstante y sin alejarnos del hecho del descubrimiento, cabe mencionar que
otros científicos, tales como Cavendish, Priestley o Scheele (quien logró
aislarlo), también fueron sumamente importantes en el desarrollo y
la comprensión del nitrógeno. Por último, cabe mencionar que, de cierto modo,
los alquimistas y otros hombre de ciencia, ya tenían cierta noción acerca de este
elemento en la Edad Media, utilizándolo en forma de ácido nítrico, el cual
llamaban “aqua fortis”.

 Comúnmente, en condiciones naturales, el nitrógeno es un gas diatómico y
compone casi que el 80% (78,1%) del aire que todos respiramos. Se trata de un
no metal gaseoso, es inodoro, insípido e incoloro, generalmente siendo
considerado un elemento inerte. A nuestro alrededor podemos encontrar
nitrógeno en todas partes y compuestos de nitrógeno pueden hallarse desde en
alimentos a fertilizantes, venenos e incluso explosivos. Además, este gas es el
responsable de los colores rojo, naranja, azul, verde y violeta que se forma en
los cielos, por ejemplo al amanecer o en las auroras.

29.  Al ser un componente básico en todas las proteínas, el nitrógeno es esencial para
la vida y es un compuesto biológico primordial para la vida. El gas nitrógeno
puede obtenerse mediante licuefacción, así como por destilación fraccionada,
pero en nuestra atmósfera existe un suministro verdaderamente inagotable.

 El ciclo natural del nitrógeno es uno de los ciclos naturales más importantes del
planeta, absolutamente necesarios para la vida. Si bien el gas nitrógeno es inerte,
en el suelo, las bacterias realizan un complejo proceso que produce el nitrógeno
necesario para que las plantas crezcan. Luego los animales comen las plantas en
las que el nitrógeno se ha introducido, incorporándolo a su sistema y el ciclo se
completa cuando las bacterias convierten los desechos de nitrógeno en gas.


 Usos
 En la vida cotidiana y especialmente en el sector comercial, el amoníaco es la
forma de nitrógeno más vendida y de conocimiento popular, seguido por el gas
metano, el cual se logra a partir de una reacción de vapor para producir dióxido
de carbono e hidrógeno.

30.  El amoníaco es un punto de partida importante para la elaboración de
numerosos compuestos de nitrógeno, aparece también en la producción de urea,
desde donde se lo utiliza en la producción de fertilizantes, así como también en
la industria del plástico y como suplemento alimenticio en el sector ganadero,
entre otras tantas cosas.

 Uno de los usos con los cuales quizás estemos más familiarizados es con la
refrigeración. Al tener un punto de ebullición de -195,79°C, el nitrógeno se
emplea en los sistemas de refrigeración, resultando muy efectivo. En su estado
líquido, el nitrógeno líquido es utilizado con toda clase de fines, pero hay que
tener ciertos cuidados pues tiene una temperatura tan baja que producir terribles
quemaduras.

31. 1.2.2 FOSFORO (P)
 El fósforo forma la base de gran número de compuestos, de los cuales los más
importantes son los fosfatos. En todas las formas de vida, los fosfatos
desempeñan un papel esencial en los procesos de transferencia de energía, como
el metabolismo, la fotosíntesis, la función nerviosa y la acción muscular. Los
ácidos nucleicos, que entre otras cosas forman el material hereditario (los
cromosomas), son fosfatos, así como cierto número de coenzimas. Los
esqueletos de los animales están formados por fosfato de calcio.

 Cerca de tres cuartas partes del fósforo total (en todas sus formas químicas) se
emplean en Estados Unidos como fertilizantes. Otras aplicaciones importantes
son como relleno de detergentes, nutrientes suplementarios en alimentos para
animales, ablandadores de agua, aditivos para alimentos y fármacos, agentes de
revestimiento en el tratamiento de superficies metálicas, aditivos en metalurgia,
plastificantes, insecticidas y aditivos de productos petroleros

.
 De casi 200 fosfatos minerales diferentes, sólo uno, la fluoropatita,
Ca5F(PO4)3, se extrae esencialmente de grandes depósitos secundarios
originados en los huesos de animales y que se hallan en el fondo de mares
prehistóricos, y de los guanos depositados sobre rocas antiguas
.
 La investigación de la química del fósforo indica que pueden existir tantos
compuestos basados en el fósforo como los de carbono. En química orgánica se
acostumbra agrupar varios compuestos químicos dentro de familias llamadas
series homólogas
.
 Esto también puede hacerse en la química de los compuestos de fósforo, aunque
muchas familias están incompletas. La familia mejor conocida de estos
compuestos es el grupo de cadenas de fosfatos. Las sales de fosfatos constan de
cationes, como el sodio, junto con cadenas de aniones, como (PnO3n+1)(n+2)-,
que pueden tener de 1 a 1 000 000 de átomos de fósforo por anión.

 Los fosfatos se basan en átomos de fósforo rodeados en una disposición
tetraédrica por átomos de oxígeno, el miembro más pequeño de la familia es el
anión simple PO3-4 (el ion ortofosfato). La familia de las cadenas de fosfato se
basa en hileras alternadas de átomos de fósforo y oxígeno en que cada átomo de
fósforo permanece en el centro de un tetraedro de cuatro átomos de oxígeno.
Hay también una familia estrechamente relacionada de fosfatos cíclicos

32. .
 Una característica estructural interesante de muchos de los compuestos del
fósforo conocidos es la formación de estructuras tipo jaula. Ejemplos de estas
moléculas son el fósforo blanco, P4, y uno de los pentóxidos de fósforo, P4O10.
Las estructuras tipo red son comunes; por ejemplo, los cristales de fósforo negro
en que los átomos están enlazados unos con otros

 En la mayor parte de sus compuestos, el fósforo está enlazado químicamente a
cuatro átomos inmediatos. Hay gran número de compuestos en los que uno de
los cuatro átomos está ausente y en su lugar hay un par de electrones no
compartidos.

 Hay también unos cuantos compuestos con cinco o seis átomos unidos al
fósforo; son muy reactivos y tienden a ser inestables. Durante los años 60 y 70,
se prepararon muchos compuestos orgánicos de fósforo. La mayor parte de estas
estructuras químicas incluye tres o cuatro átomos enlazados al fósforo, pero
existen también estructuras con dos, cinco o seis átomos unidos a cada átomo de
fósforo


 Casi todo el fósforo utilizado en el comercio está en forma de fosfatos. La
mayor parte de los fertilizantes fosfatados constan de ortofosfato diácido de
calcio u ortofosfato ácido de calcio muy impuros, Ca(H2PO4)2 y CaHPO4.
Estos fosfatos son sales del ácido ortofosfórico.

 El compuesto de fósforo de mayor importancia biológica es el adenosintrifosfato
(ATP), que es un éster de la sal, el tripolifosfato de sodio, muy utilizado en
detergentes y ablandadores de agua. Casi todas las reacciones en el metabolismo
y la fotosíntesis requieren la hidrólisis de este tripolifosfato hasta su derivado
pirofosfato, llamado adenosindifosfato (ADP).

 Características generales y propiedades

33.  El nombre del fósforo proviene del griego phosphŏrus (tener en claro), término
con el cual en la Antigua Grecia se referían al planeta Venus cuando éste
aparecía previo a la salida del Sol. Su descubrimiento se acredita al comerciante
y alquimista alemán Hennig Brandt, quien la habría reconocido como una
sustancia distinta ya en el año 1669, mediante una preparación a partir de una
serie de experimentos con orina.

 El fósforo es un no metal perteneciente al grupo 15, es decir, al grupo
del nitrógeno. Existe en al menos cuatro formas alotrópicas: blanca, amarilla,
roja y negra. Comúnmente, el fósforo es blanco, sólido y de textura cerosa,
mientras que en estado puro es transparente e incoloro. Se trata de un elemento
que si bien es insoluble en agua, puede disolverse fácilmente en disulfuro de
carbono y al hacer contacto con el aire se inflama instantáneamente.

 Si bien es éste un elemento presente en todos los organismos y es muy
importante para la salud, también se trata de un elemento sumamente tóxico y
unos 50 mg de fósforo serían letales para cualquiera. El fósforo blanco es
considerablemente peligroso y al ser tan reactivo (inflamable al tomar contacto
con el aire) debe manipularse con enormes cuidados. Se lo maneja así con
pinzas y bajo el agua, siempre, entre otras cosas porque en contacto con la piel
provoca serias quemaduras

 Nunca se lo encuentra libre en la naturaleza, aunque sí en una amplia variedad
de combinación de minerales, como por ejemplo las rocas de fosfato. No

34. obstante, el fósforo blanco se puede elaborar a través de distintos métodos en
forma artificial, uno de ellos es el calentamiento de tri-fosfato de calcio.




 PROPIEDADES
 Una de las propiedades de los elementos no metales como el fósforo es por
ejemplo que los elementos no metales son malos conductores del calor y la
electricidad. El fósforo, al igual que los demás elementos no metales, no tiene
lustre. Debido a su fragilidad, los no metales como el fósforo, no se pueden
aplanar para formar láminas ni estirados para convertirse en hilos.

 El estado del fósforo en su forma natural es sólido (diamagnético). El fósforo es
un elemento químico de aspecto incoloro, rojo o blanco plateado y pertenece al
grupo de los no metales. El número atómico del fósforo es 15. El símbolo
químico del fósforo es P. El punto de fusión del fósforo es de 317,3 grados
Kelvin o de 45,15 grados Celsius o grados centígrados. El punto de ebullición
del fósforo es de 550 grados Kelvin o de 277,85 grados Celsius o grados
centígrados.


 El fósforo es un mineral que nuestro organismo necesita para su correcto
funcionamiento y se puede encontrar en los alimentos. A través del siguiente
enlace, podrás encontrar una lista de alimentos con fósforo.

 PROPIEDADES ATOMICAS
 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 fósforo dentro de la
tabla periódica de los elementos, el fósforo se encuentra en el grupo 15 y
periodo 3. El fósforo tiene una masa atómica de 30,9737620 u.

 La configuración electrónica del fósforo es [Ne] 3s2 3p3. La configuración
electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los electrones están
estructurados en los átomos de un elemento. El radio medio del fósforo es de
100 pm, su radio atómico o radio de Bohr es de 98 pm, su radio covalente es de
106 pm y su radio de Van der Waals es de 180 pm. El fósforo tiene un total de
15 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 5
electrones.

35.  CARACTERISTICAS
 A continuación puedes ver una tabla donde se muestra las principales
características que tiene el fósforo.
Fósforo
Símbolo químico P

Número atómico 15

Grupo 15

Periodo 3

Aspecto incoloro, rojo o blanco plateado

Bloque p

Densidad 1823 kg/m3

Masa atómica 30.9737620 u

Radio medio 100 pm

Radio atómico 98

Radio covalente 106 pm

Radio de van der Waals 180 pm

Configuración electrónica [Ne]3s2 3p3

Electrones por capa 2, 8, 5

Estados de oxidación +-3, 1, 5

Óxido levemente ácido

Estructura cristalina monoclínica

Estado sólido

Punto de fusión 317.3 K

Punto de ebullición 550 K

Calor de fusión 0.657 kJ/mol

36. Presión de vapor 20,8 Pa a 294 K

Electronegatividad 2,19

Calor específico 769 J/(K·kg)

Conductividad eléctrica 10-9S/m

Conductividad térmica 0,235 W/(K·m)


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.

APICACIONES
 El fósforo rojo se usa, junto al trisulfuro de tetra fósforo, 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 poli fosfatos (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 tetra fósforo 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.
 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 mono cálcico, 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.

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

38. 1.2.3 ARSENICO:
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 a diversas
complicaciones [cita requerida]. La ingesta diaria de 12 a 15 μg puede obtenerse
sin problemas con la dieta diaria de carnes, pescados, vegetales y cereales,
siendo los peces y crustáceos los que más contenido de arsénico presentan.
 El arsénico (del persa zarnikh, ‘oropimente amarillo’ o bien del
griego arsenikón, ‘masculino’) es un elemento químico de la tabla periódica
cuyo símbolo es As y el número atómico es 33. En la tabla periódica de los
elementos se encuentra en el quinto grupo principal. El arsénico se presenta
raramente sólido, principalmente en forma de sulfuros. Pertenece a los
metaloides, ya que muestra propiedades intermedias entre los metales de
transición y los no metales.

 Se conocen compuestos de arsénico desde la antigüedad, siendo
extremadamente tóxicos, aunque se emplean como componentes en algunos
medicamentos. El arsénico es usado para la fabricación de semiconductores y
como componente de semiconductores III-V como el arseniuro de galio.
 El arsénico es muy común en la atmósfera terrestre, en rocas y suelos, en
la hidrosfera y la biosfera. Es llevado al medio ambiente a través de una
combinación de procesos como:

 Naturales como la meteorización, actividad biológica, emisiones volcánicas
 Antropogénicos como la actividad minera, uso de combustibles fósiles, uso
de pesticidas, herbicidas, etc.

 Propiedades atómicas del arsénico
 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 arsénico dentro de la
tabla periódica de los elementos, el arsénico se encuentra en el grupo 15 y
periodo 4. El arsénico tiene una masa atómica de 74,92160 u.

39.  La configuración electrónica del arsénico es [Ar]4s2 3d10 4p3. 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 arsénico es de
115 pm, su radio atómico o radio de Bohr es de 114 pm, su radio covalente es de
119 pm y su radio de Van der Waals es de 185 pm. El arsénico tiene un total de
33 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 y en la cuarta, 5 electrones.

 Características principales
 El arsénico se prese nta en tres estados alotrópicos, gris o
metálico, amarillo y negro. El arsénico gris metálico (forma α) es la forma
estable en condiciones normales y tiene estructura romboédrica, es un buen
conductor del calor pero pobre conductor eléctrico, su densidad es de
5,73 g/cm³, es deleznable y pierde el lustre metálico expuesto al aire.

 El arsénico “amarillo” (forma γ) se obtiene cuando el vapor de arsénico se enfría
muy rápidamente. Es extremadamente volátil y más reactivo que el arsénico
metálico y presenta fosforescencia a temperatura ambiente. El gas está
constituido por moléculas tetraédricas de As4 de forma análoga al fósforo y el
sólido formado por la condensación del gas tiene estructura cúbica, es de textura
jabonosa y tiene una densidad aproximada de 1,97 g/cm³. Expuesto a la luz o al
calor revierte a la forma estable (gris). También se denomina arsénico amarillo
al oropimente, mineral de trisulfuro de arsénico.


 Una tercera forma alotrópica, el arsénico “negro” (forma β) de estructura
hexagonal y densidad 4,7 g/cm³, tiene propiedades intermedias entre las formas
alotrópicas descritas y se obtiene en la descomposición térmica de la arcina o
bien enfriando lentamente el vapor de arsénico.

 Todas las formas alotrópicas excepto la gris carecen de lustre metálico y tienen
muy baja conductividad eléctrica por lo que el elemento se comportará
como metal o no metal en función, básicamente, de su estado de agregación.
También vea metal pesado.


 A presión atmosférica el arsénico sublima a 613 °C, y a 400 °C arde con llama
blanca formando el sesquióxido As4O6. Reacciona violentamente con el cloro y
se combina, al calentarse, con la mayoría de los metales para formar el arseniuro
correspondiente y con el azufre. No reacciona con el ácido clorhídrico en

40. ausencia de oxígeno, pero sí con el nítrico caliente, sea diluido o concentrado y
otros oxidantes como el peróxido de hidrógeno, ácido perclórico, etc. Es
insoluble en agua pero muchos de sus compuestos lo son.

 Es un elemento químico esencial para la vida aunque tanto el arsénico como sus
compuestos son extremadamente venenosos.[cita requerida]


 Se encuentra en el 2. º grupo analítico de cationes; precipita con H2S de color
amarillo.

 A continuación puedes ver una tabla donde se muestra las principales
características que tiene el arsénico.
Símbolo químico As

Número atómico 33

Grupo 15

Periodo 4

Aspecto gris metálico

Bloque p

Densidad 5727 kg/m3

Masa atómica 74.92160 u

Radio medio 115 pm

Radio atómico 114

Radio covalente 119 pm

Radio de van der Waals 185 pm

Configuración electrónica [Ar]4s2 3d10 4p3

Electrones por capa 2, 8, 18, 5

Estados de oxidación +-3,5

Óxido levemente ácido

41. Estructura cristalina romboédrica

Estado sólido

Punto de fusión 887 K

Punto de ebullición 1090 K

Calor de fusión 34.76 kJ/mol

Electronegatividad 2,18

Calor específico 330 J/(K·kg)

Conductividad eléctrica 3,45 × 106S/m

Conductividad térmica 50 W/(K·m)



 Usos del arsénico
 El arsénico es un elemento químico que se encuentra junto a otros minerales
tales como el azufre y los metales. Es un metaloide que generalmente tiene un
aspecto gris metálico. El arsénico es muy tóxico para la mayoría de los seres
vivos y existen pocas especies de bacterias que sean capaces de utilizar los
compuestos de arsénico sin que suponga un peligro para su vida. Si alguna vez
te has preguntado para qué sirve el arsénico, a continuación tienes una lista de
sus posibles usos:

 El uso principal de arsénico metálico es el fortalecimiento de las aleaciones
de cobre y plomo para su uso en baterías de coche.


 También se utiliza como un dopante de tipo n en dispositivos semiconductores
electrónicos (como los diodos).

 El arsénico también se utiliza en numerosos pesticidas, herbicidas e insecticidas,
aunque esta práctica se está volviendo menos común ya que cada vez más
productos de este tipo están prohibidos.

42.  Se ha utilizado como un conservante de madera debido a su toxicidad para los
insectos, bacterias y hongos.

 El arsénico se añade a los alimentos de animales para prevenir enfermedades y
favorecer su crecimiento.


 El arsénico se utiliza en el tratamiento médico del cáncer, tales como la
leucemia promielocítica aguda.

 También se utiliza en soluciones médicas, tales como solución de Fowler para la
psoriasis.


 El arsénico-74 un isótopo se utiliza como una forma de localizar tumores en el
cuerpo. Se produce imágenes más claras que utilizando yodo.

 El arsénico se añade en pequeñas cantidades a la alfa latón para hacerlo
resistente a la lixiviación de zinc. Este tipo de latón se utiliza para hacer
accesorios de fontanería u otros artículos que están en contacto constante con
el agua.

 Usos del arsénico en el pasado
 Para crear armas biológicas durante la Primera Guerra Mundial y la Guerra de
Vietnam.

 Como un estimulante durante el siglo 18.

 El acetoarsenito de cobre se utiliza como un pigmento verde conocido bajo
muchos nombres, incluyendo "verde de París" y "verde esmeralda".


 El verde de Scheele, un arseniato de cobre, fue utilizado en el siglo 19 como un
agente colorante en dulces.

 El arsénico se utiliza en vidrio óptico. Los fabricantes de cristal modernos, bajo
la presión de los ambientalistas, que se lo retiren, junto con el plomo.


 Características generales y propiedades

43.  El origen etimológico de este elemento proviene del antiguo término
persa Zarnikh, que significa “oropimente amarillo” y que luego los griegos
llamaron arsenikon (άρσενιχόν), que a su vez significa “masculino y potente”.
En latín, el término culminó en arsenicum.

 El arsénico se conoce desde la antigüedad y varias formas de este elemento,
tales como sulfuros de arsénico y óxidos de arsénico se mencionan en diferentes
civilizaciones, miles de años atrás. Fue descubierto por el químico medieval
Albertus Magnus en el año 1250 y aislado por primera vez en 1649 por parte del
químico alemán Johann Schroeder, quien descubrió dos efectivos métodos para
aislar arsénico.
 El arsénico es un metaloide de color gris, similar al acero, cristalino y muy
frágil, habiendo otros dos alótropos de color amarillo y negro. La característica
más importante de este elemento es que resulta altamente venenoso. Tanto el
arsénico como cualquiera de sus compuestos es mortal, para la especie humana
y para el resto de los seres vivos. Las sustancias que contienen arsénico tienen
un fuerte olor a ajo y si el arsénico se calienta, rápidamente se convierte
en óxido de arsénico.

 Este elemento se obtiene a partir de minerales como la arsenopirita o el
mispiquel. El oropimente, un sulfuro de arsénico, es otro de los más comunes en
la extracción. Puede hallarse en regiones termales volcánicas, se caracteriza por
su color amarillo y brillante, y se utiliza en diversas actividades humanas.

44.  USOS
 Formas de arsénico se emplean de diversas maneras, desde como un veneno a
una medicina o hasta como pigmento de pinturas y ceras de sellado. La
producción de linóleo, de semiconductores, paños de aceite, vidrios transmisores
de infrarrojos, en la industria del curtido de pieles y hasta en la elaboración de
cremas depilatorias, el arsénico se utiliza también de diferentes formas.

 El arseniuro de galio se utiliza en láseres, compuestos de arsénico se emplean en
venenos e insecticidas para controlar plagas debido a su gran efectividad y
ciertas cantidades se emplean también en la elaboración de fuegos artificiales,
para dar color y brillantes a los mismos. A lo largo de la historia, con arsénico se
ha envenenado a muchísimas personas y también se aplican ciertas cantidades a
la producción de municiones para armas, como en perdigones de plomo para
escopetas.

45.  Función biológica
 Si bien el arsénico se asocia con la muerte, es un elemento esencial para la vida
y su deficiencia puede dar lugar a diversas complicaciones [cita requerida]. La
ingesta diaria de 12 a 15 μg puede obtenerse sin problemas con la dieta diaria de
carnes, pescados, vegetales y cereales, siendo los peces y crustáceos los que más
contenido de arsénico presentan, generalmente en forma de arsenobetaína,
menos tóxica que el arsénico inorgánico.

 El 2 de diciembre de 2010, la Agencia Espacial Estadounidense (NASA)
confirmó2 el hallazgo de la Dra. Felisa Wolfe-Simonsen del Instituto de
Astrobiología de la NASA, en las aguas tóxicas y salobres del Lago Mono,
en California, una bacteria de la familia Halomonadaceae que puede sustituir
el fósforo (que hasta la fecha se consideraba indispensable para la vida) con
arsénico, al punto de incorporar este elemento a su ácido
desoxirribonucleico (ADN). Este descubrimiento abre la puerta a la búsqueda de
nuevas formas de vida en planetas que no contengan fósforo en su atmósfera.
Sin embargo, en un estudio realizado en 2012 algunos de los descubrimientos
fueron refutados.3 Aparentemente, la bacteria sí es resistente al arsénico pero no
puede sustituir por completo el fósforo.

 Si bien la información anterior fue publicada en la prestigiosa revista
científica Science, a la fecha los resultados han y siguen siendo fuertemente
cuestionados por numerosos científicos que han tratado de reproducir el mismo
diseño experimental sin resultados positivos, a raíz de lo cual han postulado que
la bacteria GFAJ-1 pudo sobrevivir en el medio de cultivo sintético empleado
para la experimentación gracias a las trazas de fósforo presentes en él.4 5

 Historia

 El arsénico (del griego άρσενιχόν, oropimente) se conoce desde tiempos
remotos, lo mismo que algunos de sus compuestos, especialmente los

46. sulfuros. Dioscórides y Plinio (Griegos siglo I ) conocían las propiedades
del oropimente y el rejalgar y Celso Aureliano( Romano siglo I), Galenoe(siglo
II) sabían de sus efectos irritantes, tóxicos, corrosivos y parasiticidas y
observaron sus virtudes contra las toses pertinaces, afecciones de la voz y
las disneas. Los médicos árabes usaron también los compuestos de arsénico en
fumigaciones, píldoras y pociones además de en aplicaciones externas. Durante
la Edad Media los compuestos arsenicales cayeron en el olvido quedando
relegados a los curanderos que los prescribían contra la escrófula y el hidrocele.

 Roger Bacon y Alberto Magno se detuvieron en su estudio —se cree que este
último fue el primero en aislar el elemento en el año 1250— y Paracelso hizo de
él una panacea. Leonardo da Vinci lo utilizó mediante endoterapia aplicándolo a
los manzanos para controlar a los ladrones de frutas. El primero que lo estudió
con detalle fue Brandt en 1633 y Schroeder lo obtuvo en 1649 por la acción
del carbón sobre el ácido arsénico. A Berzeliuss se deben las primeras
investigaciones acerca de la composición de los compuestos del arsénico.

 En el siglo XVIII los arsenicales consiguieron un puesto de primer orden en la
terapéutica hasta que fueron sustituidos por las sulfamidas y los antibióticos.

 Abundancia y obtención
 Es el 52.º elemento en abundancia de la corteza terrestre con 2 ppm (5·10−4 %)
y es uno de los 22 elementos conocidos que se componen de un solo núcleo
estable. El arsénico se encuentra en forma nativa y, principalmente, en forma de
sulfuro en una gran variedad de minerales que
contienen cobre, plomo, hierro (arsenopirita o mispickel), níquel, cobalto y otros
metales.
 En la fusión de minerales de cobre, plomo, cobalto y oro se obtiene trióxido de
arsénico que se volatiliza en el proceso y es arrastrado por los gases de la
chimenea que pueden llegar a contener más de una 30 % de trióxido de arsénico.
Los gases de la chimenea se refinan posteriormente mezclándolos con pequeñas
cantidades de galena o pirita para evitar la formación de arsenitos y
por tostación se obtiene trióxido de arsénico entre el 90 y 95 % de pureza, por
sublimaciones sucesivas puede obtenerse con una pureza del 99 %.
 Reduciendo el óxido con carbón se obtiene el metaloide, sin embargo la mayoría
del arsénico se comercializa como óxido. Prácticamente la totalidad de la
producción mundial de arsénico metálico es china, que es también el mayor
productor mundial de trióxido de arsénico.
 Según datos del servicio de prospecciones geológicas estadounidense (U.S.
Geological Survey) las minas de cobre y plomo contienen aproximadamente 11
millones de toneladas de arsénico, especialmente en Perú y Filipinas, y el

47. metaloide se encuentra asociado con depósitos de cobre-oro en Chile y de oro
en Canadá.
 También es un componente del tabaco y es altamente tóxico

 Precauciones
 El arsénico y sus compuestos son extremadamente tóxicos, especialmente el
arsénico inorgánico. En Bangladés se ha producido una intoxicación masiva, la
mayor de la historia, debido a la construcción de infinidad de pozos de agua
instigada por las ONG occidentales que han resultado estar contaminados
afectando a una población de cientos de miles de personas.6 También otras
regiones geográficas, España incluida, se han visto afectadas por esta
problemática.7

 Arsénico en el aire
 El As en el aire puede incidir en la prevalencia del cáncer al pulmón, en las
fundiciones este elemento es muy común en el aire. Normativas ambientales
indican que el máximo permisible es 10 μg/m³.

 Arsénico en el agua
Artículo principal: Hidroarsenicismo
 La presencia de arsénico en el agua potable puede ser el resultado de la
disolución del mineral presente en cuencas hidrográficas cercanas a volcanes y
naturalmente en el suelo por donde fluye el agua antes de su captación para uso
humano; o bien, por vía antrópica por contaminación industrial o por pesticidas.
El arsénico se presenta como As+3 (arsenito) y As+5 (arseniato, abundante), de
las cuales el arsenito es el más tóxico para el humano y el más difícil de remover
de los cuerpos de agua. La norma FAO/OMS señala que el nivel máximo
permitido se ha reducido a 0,01 ppm o en el agua (anteriormente era de
0,05 ppm).
 La ingestión de pequeñas cantidades de arsénico puede causar efectos crónicos
por su bioacumulación en el organismo. Envenenamientos graves pueden ocurrir
cuando la cantidad tomada es de 100 mg. Se ha atribuido al arsénico
enfermedades de prevalencia carcinogénica a la piel, pulmón y vejiga.8
 Algunos estudios de toxicidad del arsénico indican que muchas de las normas
actuales basadas en las guías de la OMS señalan concentraciones muy altas y
plantean la necesidad de revaluar los valores límites basándose en estudios
epidemiológicos.9

48.  Normativa en agua
 Una manera de ingerir arsénico es a través del agua. Los acuíferos de muchas
Comunidades se ven afectados, en estos casos el arsénico generalmente proviene
de pozos profundos, donde existe la pirita o arsenopirita (combinación de hierro,
azufre y arsénico).
 La norma de la Organización Mundial de la Salud (OMS) permite una
concentración máxima de arsénico en aguas destinadas para el consumo humano
de 10 µg/L. aunque se recomienda no superar los 0,05 mg/L en el agua potable

 Eliminación de arsénico del agua
 El tratamiento de agua potable convencional está orientado a eliminar
color, turbiedad y microorganismos. Esta eliminación se logra a través de una
combinación adecuada de procesos
de: coagulación, floculación, sedimentación, filtración y desinfección. Pero
cuando se desea eliminar elementos químicos del agua, como el arsénico es
necesario, en ocasiones, recurrir a métodos más complejos.
 Las tecnologías utilizadas generalmente para eliminar el arsénico, además
de coagulación y floculación, son: adsorción-coprecipitación usando sales
de hierro y aluminio, adsorción en alúmina activada, ósmosis
inversa, intercambio iónico y oxidación seguida de filtración.
 En las plantas de tratamiento de agua, el As+5 puede ser eliminado en forma
efectiva por coagulación con sulfato de aluminio o hierro y por los procesos de
ablandamiento con cal. Los coagulantes señalados se hidrolizan
formando hidróxidos, sobre los cuales el As+5 se absorbe y coprecipita con
otros iones metálicos.9 10
 Mapas de riesgo de contaminación en aguas subterráneas
 Alrededor de un tercio de la población mundial obtiene agua potable de las
reservas de agua subterránea. Se estima que alrededor de un 10 por ciento de la
población mundial -en torno a 300 millones de personas- se abastecen de agua
de reservorios subterráneos contaminados con arsénico y fluoruro. La
contaminación por estos oligoelementos es en general de origen natural y se
produce por la liberación al medio acuoso de contaminantes por medio de
mecanismos de alteración y/o desorción de los minerales contenidos tanto en
rocas como en sedimentos.
 En el año 2008, el Instituto Suizo de Investigación del Agua (Eawag) presentó
un nuevo método que permite establecer mapas de riesgo para sustancias tóxicas
de origen geológico en las aguas subterráneas.11 La principal ventaja de esta
aproximación, es que permite establecer, para cada zona de extracción, la
probabilidad de que el agua esté ó no contaminada, lo que facilita los trabajos de
muestreo y la identificación de nuevas áreas potencialmente contaminadas.

49.  En el año 2016 éste grupo de investigadores ha puesto a disposición pública los
conocimientos adquiridos por medio de la plataforma Groundwater Assessment
Platform GAP (www.gapmaps.org). Esta plataforma permite a expertos de todo
el mundo, utilizar y visualizar datos analíticos propios, a fin de elaborar mapas
de riesgo para una determinada zona de interés. La plataforma GAP funciona al
mismo tiempo como un foro de discusión para el intercambio de conocimientos,
con el fin de continuar desarrollando y perfeccionando los métodos para la
eliminación de sustancias nocivas de las aguas destinadas al consumo humano.

 Arsénico en el suelo
 El arsénico es encontrado de forma natural en la tierra en pequeñas
concentraciones, tanto en el suelo como en los minerales, pero también puede
entrar en el aire y mucho más fácil en el agua, a través de las tormentas de
polvo y las aguas de escorrentía.
 Es un componente que difícilmente se convierte en productos solubles en agua o
volátiles. Es un elemento muy móvil, refiriéndonos con esto a que grandes
concentraciones del mismo no aparecen en un sitio específico, esto tiene
aspectos positivos pero también negativos, y es que es por ello por lo que la
contaminación por arsénico es amplia debido a la alta movilidad y
desplazamiento de este.
 Cuando es inmóvil no se puede movilizar fácilmente, pero debido a las
actividades humanas (minería y fundición de metales) este arsénico inmóvil se
moviliza, ello hace que pueda ser encontrado en lugares donde no existe de
forma natural.
 Una vez que llega a medio ambiente, este no puede ser destruido, por lo que la
cantidad va aumentando y esparciéndose causando efectos sobre la salud de los
humanos y los animales.

 Efectos en plantas
 Las plantas lo absorben fácilmente, ello hace que alto rango de concentraciones
pueden estar presentes en la comida (cuando las plantas de consumo humano
absorben As).
 Tabla I. Contenido de arsénico para un 50% de reducción del crecimiento
 Contenido de arsénico para un 50% de reducción del crecimiento en ppm
(Woolson, 1973)
Tipo de cultivo Parte comestible Parte completa
Rábano (Raphanus sativus) 76,0 43,8

50. Espinacas (Spinacia oleracea) 10,0 10,0
Repollo (Brassica oleracea) 1,5 3,4
Judías (Phaseolus vulgaris) 4,2 3,7
Tomate (Solanum lycopersicum) 0,7 4,5

 Efectos en animales
 Los peces pueden ver afectado su material genético, ello es debido a la presencia
de arsénico inorgánico que antes mencionábamos. Esto es principalmente
causado por la acumulación del arsénico en los organismos de las aguas
dulces consumidores de plantas.
 Las aves también se ven afectadas, sobre todo las que consumen peces con
grandes cantidades de arsénico. Mueren como resultado del envenenamiento por
arsénico como consecuencia de la descomposición de los peces en sus propios
cuerpos.
 Efectos en humanos
Artículo principal: Intoxicación por arsénico
 En humanos la exposición a As es más elevada para aquellos que trabajan en
empresas donde utilizan As en sus procesos industriales, para gente que vive en
casas que contienen conservantes de la madera, gente que vive en granjas donde
han sido aplicados pesticidas y herbicidas con As, para personas que
usan acuíferos para el suministro de agua que contienen cantidades elevadas de
As, como ocurre casi de forma generalizada en algunos países del sur de Asia
(India, Tailandia, etc).
 Los efectos tóxicos del As en el ser humano dependerá del modo y la duración
de la exposición, también será importante la fuente y el tipo de arsénico.
 Según algunos estudios la dosis letal de As en adultos será 1-4 mg
As/kg[cita requerida] y sus compuestos como AsH3 , As2O3, As2O5 la dosis
variara entre 1,5 mg/kg y 500 mg/kg de la masa del cuerpo.[cita requerida]
 La principal vía de exposición será por ingesta o inhalación, de esta manera
entra en el organismo y llega a las superficies epiteliales del tracto digestivo,
del aparato respiratorio o de la piel donde se absorbe, entrando en el torrente
sanguíneo y siendo transportado a los demás órganos, donde puede ocasionar
daños permanentes.

51.  Pasado 24 horas el As puede ser encontrados
en hígado, riñón, pulmones, bazo y piel; en la piel se acumula debido a la fácil
reacción con las proteínas.
 Cuando la ingesta es mayor que la excreción, se acumula en cabello y uñas. El
nivel normal de As en la orina es 5-40 µg/día, en el cabello de 80-250 µg/día y
en las uñas de 430-1080 µg/día.
 Los efectos tóxicos varían dependiendo e varios factores como la genética,
la dieta, el metabolismo, a la nutrición entre otras cosas. Los que tienen mayores
riesgos son los que tengan una baja metilación del arsénico, los más afectados
también serán los niños por su mayor división celular debido a que esta en
desarrollo y no metabolizara el As como un adulto.
 La orina es el mejor bio -marcador para la medición de
arsénico inorgánico absorbido, se pueden medir hasta el décimo día después de
la exposición. En el cabello o uñas se pueden medir entre los seis a doce meses
de la exposición.

 La intoxicación puede ser aguda o crónica
 a) Intoxicación Aguda: El arsénico en grandes cantidades afecta la vía digestiva,
presentándose como un cuadro gastrointestinal con
dolores abdominales, vómitos, diarreas y deshidratación. La pérdida de
sensibilidad en el sistema nervioso periférico es el efecto neurológico más
frecuente; aparece una a dos semanas después de grandes exposiciones. Los
síntomas de la intoxicación aguda pueden aparecer en minutos o bien muchas
horas después de la ingestión de entre 100 y 300 mg de As, aunque también es
posible la inhalación de polvo de As o la absorción cutánea.
 b) Intoxicación crónica: La ingestión de As durante un tiempo prolongado y
dosis repetitivas, aparecerán síntomas
como: fatiga, gastroenteritis, leucopenia, anemia, hipertensión, alteraciones
cutáneas. En la mayoría de los casos los síntomas ´presentados por intoxicación
crónica por arsénico se relacionan a la sintomatología general de algunas
enfermedades comunes, debido a esto es necesario realizar un seguimiento del
origen de la fuente contaminada por arsénico y una serie de análisis médicos que
cuantifiquen la concentración de este en el organismo.

 Las enfermedades más comunes causadas por la intoxicación por As se enumeran a
continuación
-Cáncer de pulmón, vejiga, riñón, próstata.
 Líneas de Mees

 Abortos espontáneos.

52.  Malformaciones congénitas.


Arsénico en alimentos.
 El arsénico se encuentra omnipresente en los alimentos, ya que cantidades
mínimas del mismo se incorporan por contaminación.

 El arsénico puede estar presente en los alimentos por varias causas, estas se
muestran en la Tabla II.
Tabla II.

 Principales causas de la presencia de arsénico en los alimentos

Residuos de usos industriales
 Producción de aceros especiales.

 Fabricación de pinturas, vidrio y esmaltes.

Residuos de usos agrícolas y áreas relacionadas
 Herbicidas, fungicidas.
 Insecticidas, rodendicidas.
 Fosfatos que contienen arsénico.
Suplementación mineral de los piensos
– Utilización de ácido arsanílico en la alimentación de cerdos y aves de corral para
promover su crecimiento.
Residuos de usos farmacéuticos
– Utilizado en el tratamiento de enfermedades parasitárias.
Residuos emitidos directamente a la atmósfera
 – Gases de combustión del carbón y gases industriales.

 Los alimentos que llegan al consumidor son producto de una larga cadena
de producción, preparación y procesado, durante la cual pueden ser

53. contaminados por elementos metálicos, como por ejemplo de arsénico. Estos
elementos se encuentran presentes en toda la biosfera, corteza
terrestre, aguas, suelos, atmósfera…

 La cantidad de arsénico ingerida por el hombre depende de qué alimentos tome
y en qué cantidad, pudiéndose alcanzar contenidos máximos de hasta 40 µg/g.























2.2.4. ANTIMONIO

 El antimonio es un elemento químico de número atómico 51 situado en
el grupo 15 de la tabla periódica de los elementos. Su nombre y abreviatura (Sb)
procede de estibio, término hoy ya en desuso, que a su vez procede
del latín stibium ("Banco de arena gris brillante"), de donde se deriva la palabra
estibio.

 Este elemento semimetálico tiene cuatro formas alotrópicas. En su forma estable
es un metal blanco azulado. El antimonio negro y el amarillo son formas no

54. metálicas inestables. Principalmente se emplea en aleaciones metálicas y
algunos de sus compuestos para dar resistencia contra el fuego, en pinturas,
cerámicas, esmaltes, vulcanización del caucho y fuegos artificiales.

 Características principales
 El antimonio en su forma elemental es un sólido cristalino, fundible, quebradizo,
blanco plateado que presenta una conductividad eléctrica y térmica baja y se
evapora a bajas temperaturas. Este elemento semimetálico se parece a los
metales en su aspecto y propiedades físicas, pero se comportan químicamente
como un no metal. También puede ser atacado por ácidos oxidantes
y halógenos.

 Las estimaciones sobre la abundancia de antimonio en la corteza terrestre van
desde 0,2 a 0,5 ppm. El antimonio es calcófilo, presentándose con azufre y con
otros metales como plomo, cobre y plata.

 Características generales y propiedades
 El origen etimológico del antimonio proviene de los términos
griegos anti y monos, que significa algo así como “el que no se encuentra solo”,
pero la nominalización de su símbolo atómico (Sb) proviene del latín stibium,
que significa “banco de arena gris brillante”. Se estima que el antimonio
comenzó a utilizarse ampliamente en el siglo XVII; no obstante, se cree que en
realidad se tiene conocimiento de este elemento desde la antigüedad.

 Ahora bien, el antimonio es un metal plateado de un característico color gris
brillante que pertenece al grupo de los metaloides en la tabla periódica de
los elementos. Se trata de un elemento muy malo para la conducción del calor y
también la electricidad, además, hay muchas formas compuestas de este metal
que son considerablemente tóxicas.


 Si bien es un metal poco abundante y rara vez se lo ha encontrado en estado
natural, mínimas cantidades se dé antimonio se pueden encontrar en unos 100
tipos de minerales diferentes, siendo el sulfuro de estibina su fuente principal.
En su forma elemental, el antimonio se caracteriza por una estructura sólida y
cristalina que se puede fundir y también quebrar con gran facilidad.

 USOS
 Respecto a sus usos en las actividades humanas, el antimonio en estado puro se
emplea en la fabricación de determinadas partes de dispositivos
semiconductores tales como diodos o detectores de infrarrojos. También se usa

55. antimonio en ciertas aleaciones químicas, como por ejemplo en aleaciones con
plomo, que se utilizan en la producción de baterías, materiales de baja fricción,
armas, balas, revestimientos para cables y otros productos industriales. Otras
formas derivadas del antimonio se emplean para hacer materiales como pinturas,
vidrios o cerámicas, entre otras cosas.

A continuación puedes ver una tabla donde se muestra las principales
características que tiene el antimonio.
Símbolo químico Sb
Número atómico 51
Grupo 15
Periodo 5
Aspecto gris plateado
Bloque p
Densidad 6697 kg/m3
Masa atómica 121.760 u
Radio medio 145 pm
Radio atómico 133
Radio covalente 138 pm
Configuración electrónica [Kr]4d105s25p3
Electrones por capa 2, 8, 18, 18, 5
Estados de oxidación +-3, 5
Óxido acidez media
Estructura cristalina romboédrica
Estado sólido
Punto de fusión 903.78 K
Punto de ebullición 1860 K

56. Calor de fusión 19.87 kJ/mol
Presión de vapor 2,49 × 10-9Pa a 6304 K
Electronegatividad 2,05
Calor específico 210 J/(K·kg)
Conductividad eléctrica 2,88 × 106S/m
Conductividad térmica 24,3 W/(K·m)

57.  Aplicaciones
 El antimonio tiene una creciente importancia en la industria de semiconductores
en la producción de diodos, detectores infrarrojos y dispositivos de efecto Hall.2

 Usado como aleante, este semimetal incrementa mucho la dureza y resistencia a
esfuerzos mecánicos de la aleación. También se emplea en distintas aleaciones
como peltre, metal antifricción (aleado con estaño), metal inglés (formado por
zinc y antimonio), etc.


 Algunas aplicaciones más específicas:
 baterías y acumuladores4
 tipos de imprenta5 6 7
 recubrimiento de cables
 cojinetes y rodamientos

 Compuestos de antimonio en forma de óxidos, sulfuros, antimoniatos y
halogenuros de antimonio se emplean en la fabricación de materiales resistentes
al fuego, esmaltes, vidrios, pinturas y cerámicas.8 El trióxido de antimonio es el
más importante y se usa principalmente como retardante de llama.9 Estas
aplicaciones como retardantes de llama comprenden distintos mercados como
ropa, juguetes, o cubiertas de asientos.10 11


 Usos metálicos

 Mineral de antimonio.

 Desde que la batería eléctrica de plomo y ácido fue desarrollada en el siglo XIX,
ha sido en gran medida la batería secundaria (o recargable) más importante por
todo el mundo. Se utilizan en vehículos de motor, o como baterías industriales.

 Las baterías eléctricas industriales incluyen las baterías de acumuladores de
tracción en las locomotoras de las minas, carros del golf, y así sucesivamente,
baterías de "energía de emergencia". El antimonio en aleación con el plomo es

58. usado para ciertas piezas de los acumuladores eléctricos para las cuales la
resistencia a la corrosión es necesaria.


 El antimonio es un componente menor pero importante de muchas soldaduras
suaves, que son las soldaduras que funden en temperaturas debajo del 625 K.
Estas soldaduras pueden contener entre 0,5 y 3% de antimonio. La función del
antimonio en estas soldaduras es consolidar la soldadura y suprimir la formación
del alótropos de estaño a bajas temperatura, lo que degradaría de otra manera la
integridad estructural de los empalmes soldados en las temperaturas debajo del
punto de la transición de fase (289 K). El antimonio se ha utilizado como un
endurecedor para el plomo usado en la munición.

 En Estados Unidos su uso se confina en gran parte a la fabricación de balas y
perdigones. La contaminación del agua subterránea, del suelo y de la cadena
trófica con el tóxico plomo al antimonio ha preocupado por muchos años, y las
regulaciones ambientales han conducido al reemplazo del plomo al antimonio
con una aleación de tungsteno.


 Las aleaciones de plomo que contienen cerca del 2 al 8% de antimonio son
resistentes al uso atmosférico y la corrosión por lo que son utilizadas en la
construcción de canales y barreras de la humedad. En la industria química, las
aleaciones que contienen a partir 4 a 15 % de antimonio proporcionan la
protección contra varios estados líquidos de los productos químicos,
especialmente del ácido sulfúrico o del azufre. Aleado con bismuto, plomo y
estaño, el antimonio es un componente de algunas de las aleaciones fusibles
usadas en dispositivos de seguridad de fuego. El metal que se emplea para la
fabricación de caracteres y demás material tipográfico se obtiene con una
aleación de plomo, antimonio y estaño. El plomo se usa por la fácil fusión y para
que la aleación sea dúctil y compacta. El antimonio sirve para dar más
resistencia al metal con el fin de que no se aplaste tan fácilmente durante las
repetidas y numerosas tiradas. Las aleaciones son diversas, según los tamaños de
los tipos y el uso a que se destinan.

 Así que para la fabricación del metal destinado a blancos, se suele usar la
aleación siguiente, denominada ordinaria: 75 partes de plomo, 20 partes de
antimonio y 5 partes de estaño. Cantidades pequeñas de antimonio de gran
pureza se utilizan en los vídeo discos (DVD).

59.  Usos no metálicos
 La punta de los fósforos de seguridad contiene trisulfuro de antimonio. La
combustión es una reacción exotérmica mantenida por los radicales libres
internamente generados y el calor radiante. Los retardadores con halógeno de la
llama actúan interfiriendo con el mecanismo de cadena radical en la fase de gas
(la llama). Cuando son utilizados por sí mismos, los retardadores de la llama del
halógeno se deben utilizar en cantidades muy grandes. Este problema es evitado
agregando el trióxido del antimonio, que trabaja de forma conjunta con los
halógenos, reduciendo la cantidad necesaria de retardante de llama y reduciendo
también el coste del tratamiento total. El mecanismo del trabajo conjunto del
antimonio y los halógenos se ha intentado explicar de varias maneras, pero
ninguna es definitiva.

 Muchos plásticos comunes son susceptibles a la degradación por el calor y la luz
ultravioleta (UV) y se deben proteger durante la vida de servicio los productos
hechos de ellos por la adición de compuestos conocidos como estabilizadores.
El antimonio ha sido utilizado desde los años 1950 como estabilizador de calor
eficaces para el PVC, especialmente en las formas rígidas del plástico

.
 El trióxido de antimonio se utiliza como catalizador en la polimerización
del PET, que es un plástico usado en las botellas, películas, acondicionamiento
de los alimentos, y muchos otros productos. Los compuestos del antimonio,
junto con el dióxido de germanio, son los catalizadores preferidos para PET
.
 El dióxido de germanio da un producto con una transparencia mejor que el
antimonio, pero que es demasiado costoso para muchas aplicaciones del PET. El
trióxido de antimonio es utilizado también como pigmento blanco para las
pinturas exteriores, donde su resistencia al desgaste por la acción atmosférica le
hizo el objeto de valor, sin embargo, al descubrirse su capacidad tóxica el
trióxido de antimonio ha sido suplantado por el dióxido de titanio (TiO2).

 Todavía se utiliza en cantidades significativas como estabilizador del color,
donde es importante mantener intensidad del color y evitar el cambio de la
tonalidad, por ejemplo en las pinturas amarillas usadas para los autobuses de las
escuelas (estadounidenses y sudafricanas) y en las rayas amarillas aplicadas a
los pavimentos del camino.
 Los pigmentos conductores de la electricidad del óxido de estaño (SnO) con
antimonio se han introducido en años recientes para incorporarlos en las capas
plásticas que protegen las computadoras y otros componentes electrónicos
contra la electricidad estática.

60.  El antimonio fue utilizado en medicina, por su buenas cualidades expectorantes,
eméticas y purgantes. Y se llegaron a escribir tratados sobre sus cualidades
médicas. Hasta que se decidió declararlo veneno, de forma oficial, el 3 de agosto
de 1866. En forma de sales de antimonio Sb(OH)2Cl (Sbv) o como antimonio
pentavalente, aún se menciona como tratamiento inicial contra Leishmaniosis

.
 En la actualidad el antimonio no tiene ningún uso específico en la aeronáutica;
sin embargo, se utiliza en las mismas situaciones que en el resto de las
industrias: PET, pinturas, soldaduras, etc.

 Historia
 Estudios arqueológicos e históricos indican que el antimonio y sus sulfuros han
sido usados por los humanos al menos durante los últimos 6 milenios. En la
antigüedad la antimonita o estibina, Sb2S3, la forma más común de sulfuro de
antimonio fue el principal ingrediente del “kohl”, una pasta negra usada por los
egipcios entre otros como maquillaje para los ojos.12 13 Los babilonios
conocían la forma de obtener antimonio de sus compuestos y lo usaban como
ornamento para vasijas.

 El alquimista Basil Valentine (1565-1624), presentado a veces como el
descubridor del antimonio, fue el primero en describir la extracción de
antimonio de sus compuestos en su tratado “Triumph Wagens des Antimonij”
(El carro triunfal del antimonio).14

61.  "Crisis médica sobre el antimonio" (1701) Diego Mateo Zapata.

 El nombre antimonio viene de una latinización de la palabra árabe انتيمون ("al-
ithmīd"), que a su vez consistía en una arabización de la palabra latina
stibium.15 16 17


 Otras teorías sugieren que antimonio es un compuesto de las palabras latinas
“anti"(miedo) y “mono” (solo); lo que haría referencia a su existencia en la
naturaleza normalmente como compuesto.note 2 1819

 Tras la invención de la imprenta en el siglo XVI el antimonio fue usado como
aleante para los sellos tipográficos. Al enfriar, el antimonio líquido tiene la
propiedad excepcional de expandirse mientras se solidifica. De este modo
consigue rellenar las grietas de los moldes, por lo que las aristas de las piezas
que se obtienen son muy afiladas. Por esta razón, se usó para hacer tipos de
imprenta. En el siglo XIX su aleación con zinc (metal inglés) fue utilizada en los
cubiertos, palmatorias y candelabros.


 Tras el invento del acumulador eléctrico L.A., se comprobó que el uso de la
aleación de plomo y antimonio hacía durar mucho más a los mismos. Durante la
Primera Guerra Mundial se alcanzó un máximo de producción, debido a su uso
en armamentística, ya que este semimetal aumenta mucho la dureza y la fuerza
mecánica del plomo y del estaño. Con el desarrollo de la industria

62. automovilística el uso del antimonio ha ido aumentando año tras año, aunque los
niveles de la Primera Guerra Mundial no se volvieron a alcanzar hasta los años
1990.

 Antimonio y ambiente
 El antimonio es liberado al ambiente desde fuentes naturales e industriales.
Puede permanecer en el aire adherido a partículas muy pequeñas por muchos
días. La mayoría del antimonio en el aire se deposita en el suelo, en donde se
adhiere firmemente a partículas que contienen hierro, manganeso o aluminio.
Altos niveles de antimonio en el aire que respiramos por períodos muy largos
pueden ocasionar irritación de los ojos y los pulmones y causar problemas
respiratorios, del corazón y del estómago.

 El límite de exposición ocupacional es 0,5 mg de antimonio por m3 de aire por
un día laborable de 8 h. El nivel máximo permitido del antimonio en agua
potable en Europa es 0,006 ppm.


 En el aire urbano, la principal fuente de antimonio es la combustión de
combustibles fósiles en vehículos automotores, centrales eléctricas e
incineradores.

 El inventario tóxico de Estados Unidos de la Agencia de Protección del
Ambiente (EPA) para el período a partir de 1993 a 2005 demostró que las
plantas industriales de E. U. A. lanzaron más de 900 t/año de antimonio en todas
las formas a la tierra y cerca de 25 t/año al agua subterránea. Del antimonio
lanzado a la tierra por industrias importantes, los fundidores de cobre primarios
suponen cerca de 60 %; fundidores primarios para otros metales no ferrosos,
20%; fundidores no ferrosos secundarios, 7% y refinerías de petróleo, 2%. El
11% restante se atribuye a la fabricación de varios productos del antimonio. El
lanzamiento pos consumición del antimonio de productos desechados del uso
final es también de importancia.

 Hay preocupación, especialmente en Europa, por la lixiviación de los pigmentos
del antimonio, de los estabilizadores de calor, y de los retardadores de la llama
de productos desechados de los plásticos. Estas preocupaciones han contribuido
a un cambio a los estabilizadores de calcio-cinc en Europa y a los
estabilizadores basados en estaño en Estados Unidos y el Japón. Se cree que el
país que más antimonio lanza a la atmósfera es China, debido a gran uso que se
hace de este elemento en ese país, ya que posee las principales minas de

63. antimonio del mundo. Sin embargo, debido al régimen político no se tienen
datos.
 Abundancia y obtención
 El antimonio se encuentra en la naturaleza en numerosos minerales, aunque es
un elemento poco abundante. Aunque es posible encontrarlo libre, normalmente
está en forma de sulfuros; la principal mena de antimonio es
la antimonita (también llamada estibina), Sb2S3.20

 Mediante el tostado del sulfuro de antimonio se obtiene óxido de antimonio
(III), Sb2O3, que se puede reducir con coque para la obtención de
antimonio.2Sb2O3 + 3C → 4Sb + 3CO2
También se puede obtener por reducción directa del sulfuro, por ejemplo con
chatarra de hierro: Sb2S3 + 3Fe → 2Sb + 3FeS

 Compuestos
 Sus estados de oxidación más comunes son el 3 y el 5.

 "Antimonio crudo" y "crudum" son términos aplicados al mineral que contiene
más de 90% de antimonio, y al mineral del sulfuro licuado, que es esencialmente
una mezcla del antimonio-sulfuro que contiene 70% o más antimonio. El metal
refinado del antimonio, es la forma común estable de antimonio.


 El antimonio amarillo o alfa-antimonio es producido por la acción de ozono en
SbH3 líquido, -90 °C. Es amorfo y poco soluble en disulfuro de carbono. El
antimonio amarillo es muy inestable y se transforma fácilmente a temperaturas
superiores -90 °C en antimonio negro, que también se puede formar
directamente a partir de SbH3 líquido y oxígeno a -40 °C. El antimonio negro se
oxida espontáneamente en aire y se convierte en el antimonio romboédrico
ordinario o beta-antimonio. La cuarta forma alotrópica del antimonio es el
antimonio explosivo que se forma a partir de la electrólisis del cloruro de
antimonio.

 Esta forma se transforma a 475 K en la forma alotrópica más común
produciendo una explosión. Hay estudios que intentan demostrar que el
antimonio amarillo es en realidad antimonio impuro y no es una forma
alotrópica verdadera del antimonio.


 Debido a su dureza, fragilidad, y carencia del maleabilidad, el antimonio no
tiene ninguna aplicación como metal por sí mismo a excepción de las cantidades

64. pequeñas usadas para los bastidores ornamentales y los dispositivos de
semiconductor. Sin embargo, es un componente de menor importancia en
muchas aleaciones del plomo y estaño.

 La mayoría del antimonio que se utiliza en el estado metálico, como en baterías
del LA, la cubierta del cable, y varios otros usos, se utiliza como cierta forma de
plomo antimonial, que puede contener hasta 25% de antimonio, pero contiene
más comúnmente porcentajes de un solo dígito. El antimonio es también un
componente de varias aleaciones de estaño, tales como metal de bretaña, metal
antifricción y soldaduras de estaño-antimonio-plata usada para ensamblar tubos
para agua potable.


 El antimonio forma un número muy grande de compuestos inorgánicos. Los
sulfuros predominan en naturaleza y están disponibles para el comercio como
minerales procesados del antimonio. En términos de las cantidades producidas,
el compuesto sintético más importante del antimonio en gran medida es el
trióxido (Sb2O3), que es utilizado por sí mismo para algunas aplicaciones

 Otros compuestos usados en cantidades substanciales son el pentóxido (Sb2O5),
el trisulfuro (Sb2S3) y el pentasulfuro (Sb2S5). Estos compuestos se utilizan
como los retardadores de la llama, en los pigmentos, estabilizadores del calor y
de la radiación en los plásticos y de catalizadores.


 Se conocen todos sus trihalogenuros, SbX3, y el pentafluoruro y pentacloruro,
SbX5. El trifluoruro se emplea como fluorante. El pentafluoruro junto con
HSO3F forma un sistema SbF5-FSO3H con propiedades de superácido. Con
estos halogenuros se pueden preparar distintos complejos. Se conoce el hidruro
SbH3 (estibina), pero es poco estable y se descompone con mucha facilidad.

 Se conoce el trióxido de antimonio, Sb2O3 y el pentóxido, Sb2O5.


 Precauciones
 El antimonio y muchos de sus compuestos son tóxicos, debiéndose tener los
mayores cuidados posibles en su manipulación. Reacciona violentamente con
oxidantes fuertes (ejemplo: halógenos, permanganatos alcalinos y nitratos)
originando riesgo de incendio y explosión. Reacciona en medio ácido con
hidrógeno naciente produciendo un gas muy tóxico (estibamina). En contacto
con ácidos concentrados en caliente, emite gases tóxicos (estibamina). Estos

65. compuestos se forman en presencias de metales atacables por el ácido que se
está usando, como por ejemplo el hierro, por lo que nunca deben emplearse
objetos metálicos (recipientes, pinzas, etc.) cuando se limpien con ácido
minerales de antimonio.21 22

 Su temperatura de autoignición es 900 °C, y su almacenamiento debe realizarse
separado de alimentos y piensos, oxidantes fuertes, ácidos, sustancias
reductoras.23 24 Se debe manejar con guantes, gafas protectoras.

 Propiedades del antimonio
 El antimonio forma parte de los elementos denominados metaloides o
semimetales. Este tipo de elementos tienen propiedades intermedias entre
metales y no metales. En cuanto a su conductividad eléctrica, este tipo de
materiales al que pertenece el antimonio, son semiconductores.

 El estado del antimonio en su forma natural es sólido. El antimonio es un
elementó químico de aspecto gris plateado y pertenece al grupo de los
metaloides. El número atómico del antimonio es 51. El símbolo químico del
antimonio es Sb. El punto de fusión del antimonio es de 903,78 grados Kelvin o
de 631,63 grados Celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del
antimonio es de 1860 grados Kelvin o de 1587,85 grados Celsius o grados
centígrados.


 Propiedades atómicas del antimonio
 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 antimonio dentro de la
tabla periódica de los elementos, el antimonio se encuentra en el grupo 15 y
periodo 5. El antimonio tiene una masa atómica de 121,760 u.

 La configuración electrónica del antimonio es [Kr] 4d105s25p3. La
configuración electrónica de los elementos, determina la forma en la cual los
electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio medio del
antimonio es de 145 pm, su radio atómico o radio de Bohr es de 133 pm y su
radio covalente es de 138 pm. El antimonio tiene un total de 51 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 5 electrones.

66.  Elementos relacionados con el antimonio
Los siguientes elementos están relacionados con el antimonio, bien por proximidad en su
número atómico o periodo o bien por su grupo. Haz click en los siguientes nombres para
ver conocer las características de estos elementos que tienen relación con el antimonio.
Arsénico Bismuto Estaño Telurio
Efectos del Antimonio sobre la salud
 El antimonio se da naturalmente en el medio ambiente. Pero también entra en el
medio ambiente a través de diversas aplicaciones de los humanos.
Especialmente las personas que trabajan con antimonio pueden sufrir los efectos
de la exposición por respirar polvo de antimonio. La exposición de los humanos
al antimonio puede tener lugar por medio de la respiración, del agua potable y
de la comida que lo contenga, pero también por contacto cutáneo con tierra,
agua y otras sustancias que lo contengan. Respirar antimonio enlazado con
hidrógeno en la fase gaseosa es lo que produce principalmente los efectos sobre
la salud.

 La exposición a cantidades relativamente altas de antimonio (9 mg/m3 de aire)
durante un largo periodo de tiempo puede provocar irritación de los ojos, piel y
pulmones.


 Si la exposición continúa se pueden producir efectos más graves, tales como
enfermedades pulmonares, problemas de corazón, diarrea, vómitos severos y
úlceras estomacales

 No se sabe si el antimonio puede provocar cáncer o fallos reproductores.


 El antimonio es usado como medicina para infecciones parasitarias, pero las
personas que toman demasiada medicina o que son especialmente sensibles a
ella experimentan efectos en su salud. Estos efectos sobre la salud nos han
hecho estar más alerta acerca de los peligros de la exposición al antimonio.
 Efectos ambientales del Antimonio
 El antimonio se puede encontrar en los suelos, agua y aire en cantidades muy
pequeñas. El antimonio contamina principalmente los suelos. Puede viajar
grandes distancias con las aguas subterráneas hacia otros lugares y aguas
superficiales.

67.  Las pruebas de laboratorio con ratas, conejos y conejillos de indias nos han
mostrado que niveles relativamente altos de antimonio pueden matar a pequeños
animales. Las ratas pueden experimentar daños pulmonares, cardiacos, hepáticos
y renales previos a la muerte.


 Los animales que respiran bajos niveles de antimonio durante un largo periodo
de tiempo pueden experimentar irritación ocular, pérdida de pelo y daños
pulmonares. Los perros pueden experimentar problemas cardiacos incluso
cuando son expuestos a bajos niveles de antimonio. Los animales que respiran
bajos niveles de antimonio durante un par de meses también pueden
experimentar problemas de fertilidad.

Web grafía
 http://www.quimicaweb.net/tablaperiodica/paginas/nitrogeno.HTM
 http://www.vix.com/es/btg/curiosidades/4371/caracteristicas-del-nitrogeno
 http://www.fullquimica.com/2011/11/tabla-periodica-grupo-va-
nitrogenoides.html
 http://vaenmateriales.blogspot.com.co/
 http://elementos.org.es/fosforo
 http://www.lenntech.es/periodica/elementos/p.htm
 http://www.vix.com/es/btg/curiosidades/4456/caracteristicas-del-fosforo
 http://www.quimicaweb.net/tablaperiodica/paginas/fosforo.HTM
 http://elementos.org.es/arsenico
 http://www.vix.com/es/btg/curiosidades/4559/caracteristicas-del-arsenico
 https://es.wikipedia.org/wiki/Ars%C3%A9nico
 http://www.lenntech.es/periodica/elementos/as.htm
 http://www.sabelotodo.org/elementosquimicos/arsenico.html
 http://www.vix.com/es/btg/curiosidades/4559/caracteristicas-del-arsenico
 http://www.vix.com/es/btg/curiosidades/4753/caracteristicas-del-antimonio
 https://es.wikipedia.org/wiki/Antimonio
 http://elementos.org.es/antimonio
 http://www.lenntech.es/periodica/elementos/sb.htm
 http://www.mailxmail.com/curso-metalurgia-antimonio/antimonio-
caracteristicas-principales

68. 3. GRUPO VI A
3.1.PROPIEDADES
 El grupo VIA del sistema Periódico o grupo del oxígeno está formado por los
elementos: oxígeno, azufre, selenio, telurio, polonio y ununhexio.

 El grupo VIA por encontrarse ya en el extremo derecho de la Tabla Periódica es
fundamentalmente no-metálico; aunque, el carácter metálico aumente al descender en el
grupo, siendo el polonio y el ununhexio metales.

 Como en todos los grupos, el primer elemento, esto es, el oxígeno, presenta un
comportamiento anómalo, ya que el oxígeno al no tener orbitales d en la capa de
valencia, sólo puede formar dos enlaces covalentes simples o uno doble, mientras que
los restantes elementos pueden formar 2, 4 y 6 enlaces covalentes.
3.2. Los elementos: que componen al grupo de los anfígenos son:
 Oxígeno (O)
 Azufre (S)
 Selenio (Se)
 Telurio (Te)
 Polonio (Po)

3.2.1. OXÍGENO:
Elemento químico gaseoso, símbolo O, número atómico 8 y peso atómico 15.9994.
Es de gran interés por ser el elemento esencial en los procesos de respiración de la
mayor parte de las células vivas y en los procesos de combustión. Es el elemento
más abundante en la corteza terrestre. Cerca de una quinta parte (en volumen) del
aire es oxígeno.

Existen equipos capaces de concentrar el oxígeno del aire. Son los llamados
generadores o concentradores de oxígeno, que son los utilizados en los bares de
oxígeno.

69. El oxígeno gaseoso no combinado suele existir en forma de moléculas diatómicas,
O2, pero también existe en forma triatómica, O3, llamada ozono.

El oxígeno se separa del aire por licuefacción y destilación fraccionada. Las
principales aplicaciones del oxígeno en orden de importancia son: 1) fundición,
refinación y fabricación de acero y otros metales; 2) manufactura de productos
químicos por oxidación controlada; 3) propulsión de cohetes; 4) apoyo a la vida
biológica y medicina, y 5) minería, producción y fabricación de productos de piedra
y vidrio.

Existen equipos generadores de ozono, los cuales son usados para oxidación de
materias, para ozonización de piscinas...

En condiciones normales el oxígeno es un gas incoloro, inodoro e insípido; se
condensa en un líquido azul claro. El oxígeno es parte de un pequeño grupo de
gases ligeramente paramagnéticos, y es el más paramagnético de este grupo. El
oxígeno líquido es también ligeramente paramagnético.

Casi todos los elementos químicos, menos los gases inertes, forman compuestos con
el oxígeno. Entre los compuestos binarios más abundantes de oxígeno están el agua,
H2O, y la sílica, SiO2; componente principal de la arena. De los compuestos que
contienen más de dos elementos, los más abundantes son los silicatos, que
constituyen la mayor parte de las rocas y suelos. Otros compuestos que abundan en
la naturaleza son el carbonato de calcio (caliza y mármol), sulfato de calcio (yeso),
óxido de aluminio (bauxita) y varios óxidos de hierro, que se utilizan como fuente
del metal.

70.  Efectos del Oxígeno sobre la salud
Todo ser humano necesita oxígeno para respirar, pero como ocurre con mucahs
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.

 Efectos ambientales del Oxígeno
No ha sido constatado ningún efecto negativo del oxígeno en el medio ambiente.



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



Propiedades: Los alótropos del azufre (diferentes formas cristalinas) han sido
estudiados ampliamente, pero hasta ahora las diversas modificaciones en las cuales

71. existen para cada estado (gas, líquido y sólido) del azufre elemental no se han
dilucidado por completo.

El azufre rómbico, llamado también azufre y azufre alfa, es la modificación estable
del elemento por debajo de los 95.5ºC (204ºF, el punto de transición), y la mayor
parte de las otras formas se revierten a esta modificación si se las deja permanecer
por debajo de esta temperatura. El azufre rómbico es de color amarillo limón,
insoluble en agua, ligeramente soluble en alcohol etílico, éter dietílico y benceno, y
es muy soluble en disulfuro de carbono. Su densidad es 2.07 g/cm3 (1.19 oz/in3) y
su dureza es de 2.5 en la escala de Mohs. Su fórmula molecular es S8.

El azufre monoclínico, llamado también azufre prismático y azufre beta, es la
modificación estable del elemento por encima de la temperatura de transición y por
debajo del punto de fusión.

El azufre fundido se cristaliza en prismas en forma de agujas que son casi incoloras.
Tiene una densidad de 1.96 g/cm3 (1.13 oz/in3) y un punto de fusión de 119.0ºC
(246.7ºF). Su fórmula molecular también es S8.

El azufre plástico, denominado también azufre gamma, se produce cuando el azufre
fundido en el punto de ebullición normal o cerca de él es enfriado al estado sólido.
Esta froma es amorfa y es sólo parcialmente soluble en disulfuro de carbono.

El azufre líquido posee la propiedad notable de aumentar su viscosidad si sube la
temperatura. Su color cambia a negro rojizo oscuro cuando su viscosidad aumenta,
y el oscurecimiento del color y la viscosidad logran su máximo a 200ºC (392ºF).
Por encima de esta temperatura, el color se aclara y la viscosidad disminuye.

En le punto normal de ebullición del elemento (444.60ºC u 832.28ºF) el azufre
gaseoso presenta un color amarillo naranja. Cuando la temperatura aumenta, el
color se torna rojo profundo y después se aclara, aproximadamente a 650º (202ºF), y
adquiere un color amarillo paja.

El azufre es un elemento activo que se combina directamente con la mayor parte de
los elementos conocidos. Puede existir tanto en estados de oxidación positivos
como negativos, y puede forma compuestos iónicos así como covalentes y
covalentes coordinados. Sus empleos se limitan principalmente a la producción de
compuestos de azufre. Sin embargo, grandes cantidades de azufre elemental se
utilizan en la vulcanización del caucho, en atomizadores con azufre para combatir
parásitos de las plantas, en la manufactura de fertilizantes artificiales y en ciertos
tipos de cementos y aislantes eléctricos, en algunos ungüentos y medicinas y en la
manufactura de pólvora y fósforos. Los compuestos de azufre se emplean en la

72. manufactura de productos químicos, textiles, jabones, fertilizantes, pieles, plásticos,
refrigerantes, agentes blanqueadores, drogas, tintes, pinturas, papel y otros
productos.

Compuestos principales: El sulfuro de hidrógeno (H2S) es el compuesto más
importante que contiene sólo hidrógeno y azufre. Es un gas incoloro que tiene un
olor fétido (semejante al de los huevos podridos) y es muchísimo más venenoso que
el monóxido de carbono, pero se advierte su presencia (por su olor) antes de que
alcance concentraciones peligrosas.

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). Otros sulfuros son los compuestos de
carbono-azufre y los compuesto que contienen enlaces carbono-azufre. Algunos
compuestos importantes son: disulfuro de carbono, CS2, líquido que es un
disolvente excelente del azufre y del fósforo elemental; monosulfuro de carbono,
CS, gas inestable formado por el paso de una descarga eléctrica a través del
disulfuro de carbono; y oxisulfuro de carbono, SCO, constituido por monóxido de
carbono y azufre libre a una temperatura elevada.

Los compuestos de nitrógeno-azufre que han sido caracterizados son el nitruro de
azufre, N4S4 (llamado también tetrasulfuro de tetranitrógeno), disulfuro de
nitrógeno, NS2, y el pentasulfuro de nitrógeno, N2S5, que pueden ser denominados
más propiamente nitruros debido a la gran electronegatividad del nitrógeno, aunque
en la literatura se les llama casi siempre sulfuros.

Los compuestos de fósforo-azufre que se han caracterizado son P4S3, P4S5, P4S7 y
P4S10. Los cuatro son materiales cristalinos, amarillos y se utilizan en la
conversión de compuestos orgánicos oxidados (por ejemplo, alcoholes) en los
correspondientes análogos de azufre.

Los óxidos de azufre que han sido caracterizados tienen las fórmulas SO, S2O3,
SO2, SO3, S2O7 y SO4. El dióxido de azufre, SO2, y el trióxido de azufre, SO3,
son de mayor importancia que los otros. El dióxido de azufre puede actuar como
agente oxidante y como agente reductor. Reacciona con el agua para producir una
solución ácida (llamada ácido sulfuroso), iones bisulfito (HSO3-) y sulfito (SO32-).
El dióxido de emplea como gas refrigerante como desinfectante y conservador, así
como agente blanqueador, y en el refinado de productos de petróleo. Sin embargo,
su uso principal está en la manufactura de trióxido de azufre y ácido sulfúrico. El
trióxido de azufre se utiliza principalmente en la preparación del ácido sulfúrico y
ácidos sulfónicos.

73. Aunque se conocen sales (o ésteres) de todos los oxiácidos, en muchos casos el
ácido mismo no ha sido aislado a causa de su inestabilidad. El ácido sulfuroso no se
conoce como sustancia pura. El ácido sulfúrico (H2SO4) es un líquido viscoso,
incoloro, con un punto de fusión de 10.31ºC (50.56ºF). Es un ácido fuerte en agua y
reacciona con la mayor parte de los metales tanto diluido como concentrado. El
ácido concentrado es un poderoso agente oxidante, especialmente a temperaturas
elevadas. El ácido pirosulfúrico (H2S2O7) es un excelente agente sulfonante y
pierde trióxido de azufre cuando se calienta. También reacciona vigorosamente con
agua, liberando gran cantidad de calor. Se conocen los ácidos persulfúricos (el ácido
peroximonosulfúrico, H2SO5, llamado ácido de Caro, y el ácido peroxidisulfúrico,
H2S2O8, llamado ácido de Marshall), así como las sales. Se conocen los ésteres y
halógenos de ácidos sulfénicos. Los ácidos sulfínicos se forman por la reducción de
los cloruros de ácido sulfónico con zinc o por la reacción con reactivos de Grignard
sobre dióxido de azufre en solución etérea. Los ácidos sulfónicos (alquil) se
preparan al oxidar mercaptanos (RSH) o sulfuros alquílicos con ácido nítrico
concentrado, por el tratamiento de sulfitos con haluros de alquilo o por la oxidación
de ácidos sulfínicos. Otros compuestos orgánicos importantes que contienen
oxígeno-azufre incluyen los sulfóxidos, R2SO (que pueden ser considerados como
derivados del ácido sulfuroso), y las sulfonas, R2SO2 (del ácido sulfúrico).

Derivados halogenados importantes del ácido sulfúrico son los halogenuros
orgánicos de sulfonilo y los ácidos halosulfónicos. Los compuestos de halógenos-
azufre que han sido bien caracterizados son S2F2 (monosulfuro de azufre), SF2,
SF4, SF6, S2F10, S2Cl2 (monoclururo de azufre), SCl2. SCl4 y S2Br2
(monobromuro de azufre). Los cloruros de azufre se utilizan en la manufactura
comercial del hule y los monocloruros, que son líquidos a la temperatura ambiente,
se emplean también como disolventes para compuestos orgánicos, azufre, yodo y
ciertos compuestos metálicos.

Efectos del Azufre sobre 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

74. 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 ambientales del Azufre
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.

Pruebas de laboratorio con animales de prueba han indicado que el azufre puede
causar graves daños vasculares en las venas del cerebro, corazón y riñones. Estos
tests también han indicado que ciertas formas del azufre pueden causar daños fetales
y efectos congénitos. Las madres pueden incluso transmitirles envenenamiento por
azufre a sus hijos a través de la leche materna.

Por último, el azufre puede dañar los sistemas enzimáticos internos de los animales.
Nombre Azufre
Número atómico 16
Valencia +2,2,4,6
Estado de oxidación
-2
Electronegatividad 2,5
Radio covalente (Å) 1,02
Radio iónico (Å) 1,84

75. Radio atómico (Å) 1,27
Configuración electrónica [Ne]3s
2
3p
4

Primer potencial de ionización (eV) 10,36
Masa atómica (g/mol) 32,064
Densidad (g/ml) 2,07
Punto de ebullición (ºC) 444,6
Punto de fusión (ºC) 119,0
Descubridor Los antiguos




3.2.3El selenio (Se)
Es un micro mineral antioxidante, función que comparte con la vitamina E. En la
actualidad, estos compuestos están siendo ampliamente estudiados por su posible relación
en enfermedades muy frecuentes: cardiovasculares, cáncer, etcétera.
Por su capacidad antioxidante, se le considera un elemento antienvejecimiento celular.
Por otro lado, el selenio puede potenciar la acción de medicamentos anticoagulantes por lo
es recomendable vigilar esta combinación.
 Funciones del selenio
 Posee capacidad antioxidante, de ahí que se relacione con un papel protector de
enfermedades como el cáncer y otros problemas relacionados con el daño celular.
 Relacionado con vitamina E.
 Puede proteger al cuerpo tras una vacunación.
 Aunque se necesitan más estudios para comprobarlo, parece ser que pequeñas
cantidades de selenio pueden ser buenas para mejorar la fertilidad, especialmente en
el hombre, ya que aumenta la producción del semen y su motilidad.

76.  Fuentes alimentarias principales de selenio
 Carne y pescado.

Deficiencia de selenio
El no alcanzar las cantidades mínimas de selenio en el organismo puede causar:
 Alteraciones sanguíneas.
 Problemas musculares.
 Alteraciones pancreáticas.

Toxicidad del selenio
 Problemas digestivos
 Alteraciones en la piel, cabello y uñas


3.2.4 TELURO:
Elemento químico de símbolo Te, número atómico 52 y peso atómico 127.60. Existen ocho
isótopos estables del telurio. El telurio constituye aproximadamente el 10-9 % de la roca
ígnea que hay en la Tierra. Se encuentra como elemento libre, asociado algunas veces con
selenio, y también existe como telururo de silvanita (teluro gráfico), nagiagita (telurio
negro), hessita, tetradimita, altaita, coloradoita y otros telururos de plata y oro, así como el
óxido, telurio ocre.

77. Existen dos modificaciones alotrópicas importantes del telurio elemental: la forma
cristalina y la amorfa. La forma cristalina tiene un color blanco plateado y
apariencia metálica. Esta forma se funde a 449.5ºC (841.6ºF). Tiene una densidad
relativa de 6.24 y una dureza de 2.5 en la escala de Mohs. La forma amorfa
(castaña) tiene una densidad relativa de 6.015. El telurio se quema en aire
despidiendo una flama azul y forma dióxido de telurio, TeO2. Reacciona con los
halógenos, pero no con azufre o selenio, y forma, entre otros productos, tanto el
anión telururo dinegativo (Te2-), que se asemeja al selenuro, como el catión
tetrapositivo (Te4+), que se parece al platino (IV).

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.

Efectos del Teluro sobre la salud
Afortunadamente, los compuestos del telurio se encuentran muy raramente. Son
teratógenos y deben ser manejados solamente por químicos competentes ya que la
ingestión incluso en pequeñas cantidades provoca un terrible mal aliento y un
espantoso olor corporal.

Vías de exposición: La sustancia puede ser absorbida por el cuerpo por medio de la
inhalación de su aerosol.

Riesgo de inhalación: La evaporación a 20°C es insignificante; sin embargo cuando
se dispersa se puede alcanzar rápidamente una concentración dañina de partículas
suspendidas en el aire. Efectos de la inhalación: Somnolencia. Boca seca. Gusto
metálico. Dolor de cabeza. Olor a ajo. Náuseas.

78. Efectos de la exposición a corto plazo: El aerosol de esta sustancia irrita los ojos y
el tracto respiratorio. La sustancia puede tener efectos en el hígado y el sistema
nervioso central. La exposición puede resultar en aliento de ajo. Se recomienda
observación médica. Ingestión: Dolores abdominales. Estreñimiento. Vómitos.

Peligros químicos: Cuando se calienta se forman vapores tóxicos. Reacciona
vigorosamente con halógenos o interhalógenos provocando riesgo de incendio.
Reacciona con el zinc con incandescencia. El siluro de litio ataca al teluro con
incandescencia. Combustible. Las partículas dispersas en el aire forman mezclas
explosivas en el aire.

 Efectos ambientales del Teluro: No es peligroso o es fácilmente transformado en
inocuo por procesos naturales.
Cuando es calentado para descomponerlo, el cloruro de teluro puede emitir vapores tóxicos
de teluro y cloro.


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

79. La mayor parte de la química del polonio se ha determinado usando
210
Po, 1 curie del cual
pesa 222.2 microgramos; trabajar con cantidades considerables es peligroso y se requieren
técnicas especiales. El polonio es más metálico que su homólogo inferior, el telurio. Como
metal, es químicamente parecido al telurio y forma los compuestos rojo brillante SPoO3 y
SePoO3. El metal es blando y sus propiedades físicas recuerdan las del talio, plomo y
bismuto. Las valencias 2 y 4 están bien establecidas; hay algunas evidencias de
hexavalencia. El polonio está colocado entre la plata y el telurio en la serie electroquímica.
Se conocen dos formas del dióxido: a baja temperatura, amarillo, cúbico centrado en las
caras (tipo UO2), y a alta temperatura, rojo, tetragonal. Los halogenuros son covalentes,
compuestos volátiles, y recuerdan a los análogos del telurio.
 Efectos del Polonio sobre la salud
El polonio es estudiado en unos pocos laboratorios de investigación donde por su alta
radioactividad como emisor de partículas alfa requiere técnicas y precauciones especiales
de manejo.
El polonio 210 es el único componente del humo de los cigarros que ha producido cáncer
por sí mismo en animales de laboratorio por inhalación. Los tumores aparecen con un nivel
de polonio 210 cinco veces más bajo que la dosis de una persona que fuma mucho.
Las tasas de cáncer de pulmón entre los hombres no pararon de ascender desde ser raras en
1930 (4/100.000 por año) a ser el causante número uno de las muertes por cáncer en 1980
(72/100.000) a pesar de una reducción de casi el 20 por ciento de fumadores. Pero durante
el mismo periodo, el nivel de polonio 210 en el tabaco americano se había triplicado. Esto
coincidió con el aumento del uso de fertilizantes fosfatados por los cultivadores de tabaco.
El fosfato de calcio acumula uranio y libera gas radón lentamente. A la vez que el radón se
desintegra, sus productos secundarios cargados eléctricamente se unen a partículas de
polvo, que se adhieren a los pelos pegajosos del envés de las hojas del tabaco. Esto deja un
depósito de polonio radioactivo y plomo en las hojas. Luego, el intenso calor localizado en
el extremo ardiente de un cigarrillo volatiliza los metales radioactivos. Mientras que los
filtros de cigarrillos pueden atrapar los carcinógenos químicos, no son efectivos contra los
vapores radioactivos.
Los pulmones de un fumador crónico acaban teniendo un revestimiento radioactivo en una
concentración mucho más alta que la del radón residencial. Estas partículas emiten
radiación. Fumar dos paquetes de cigarrillos al día imparte una dosis de radiación de
partículas alfa de alrededor de 1.300 milirem por año. Como comparación, la dosis de
radiación anual del americano medio por inhalción de radón es de 200 milirem. Sin
embargo, la dosis de radiación al “nivel de acción” del radón de 4 pCi/L es más o menos
equivalente a fumar 10 cigarrillos al día.

80. Además, el polonio 210 es soluble y circula por el cuerpo a todos los tejidos y células a
niveles mucho más altos que los procedentes del radón residencial. La prueba es que puede
encontrarse en la sangre y orina de los fumadores. El polonio 210 circulante provoca daños
genéticos y muerte temprana por enfermedades que recuerdan a los anteriores pioneros
radiológicos: cáncer de hígado y de vesícula, úlcera estomacal. Leucemia, cirrosis del
hígado y enfermedades cardiovasculares.
EL cirujano general C. Everett Koop declaró que la radioactividad, y no el alquitrán, es la
responsable del 90% de todos los cánceres de pulmón atribuidos al tabaco. El Centro para
Control de Enfermedades concluyó que “los americanos están expuestos a muchas más
radiaciones procedentes del humo del tabaco que de cualquier otra fuente”.
Fumar cigarrillos provoca el 30% de todas las muertes por cáncer. Solamente una dieta
pobre rivaliza con el tabaco como causa de cáncer en los E.E.U.U., causando un número
comparable de muertes cada año. Sin embargo, el Instituto Nacional del Cáncer, con un
presupuesto de 500 millones de dólares, no tiene fondos para la investigación del tabaco y
el radón residencial como causantes de cáncer de pulmón, presumiblemente para proteger
al público de temores infundados acerca de la radiación.
 Efectos ambientales del Polonio
No se conocen bien las fuerzas ambientales y bioquímicas que pueden tender a reconcentrar
estos materiales tóxicos en las células vivas.
Aunque el polonio se da en la naturaleza, se ha vuelto mucho más disponible para entrar en
el agua, la comida, las células vivas y los tejidos a partir de la explosión de la minería que
empezó poco después de la segunda guerra mundial.




Web grafía
 http://www.lenntech.es/periodica/elementos/s.htm#ixzz4YXXG8IrF
 http://www.lenntech.es/periodica/elementos/s.htm#ixzz4YXZWHGCM
 http://www.lenntech.es/periodica/elementos/te.htm#ixzz4YXd3jVdd
 http://www.lenntech.es/periodica/elementos/po.htm#ixzz4YXf9PHDw

81. 4. GRUPO VIIA

4.1.Propiedades:
 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.
4.2. Los elementos: de la tabla periodica que componen al grupo de los halógenos son:
 Flúor (F)
 Cloro (Cl)
 Bromo (Br)
 Iodo (I)
 Astato (At)

Son elementos muy reactivos, nunca se encuentran libres en la naturaleza. Tienen siete
electrones de valencia y una fuerte tendencia a ganar un electrón.
El flúor es un gas amarillo pálido que se emplea para producir compuestos llamados
clorofluorocarbonos, conocidos como CFC o freones, que se usan como refrigerantes en los
acondicionadores de aire. Otros compuestos de flúor se usan para prevenir la caries y para
mejorar las propiedades de los lubricantes.

82. Los CFC se usaban en los aerosoles, actualmente están prohibidos porque dañan la capa de
ozono.
3.2.1 FLÚOR:

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

 Propiedades: El flúor elemental es un gas de color amarillo pálido a
temperaturas normales. El olor del elemento es algo que está todavía en duda.
La reactividad del elemento es tan grande que reacciona con facilidad, a
temperatura ambiente, con muchas otras sustancias elementales, entre ellas el
azufre, el yodo, el fósforo, el bromo y la mayor parte de los metales. Dado que
los productos de reacción con los no metales son líquidos o gases, las reacciones
continúan hasta consumirlo por completo, con frecuencia con producción
considerable de calor y luz. En las reacciones con los metales forma un fluoruro
metálico protector que bloquea una reacción posterior a menos que la
temperatura se eleve. El aluminio, el níquel, el magnesio y el cobre forman tales
películas de fluoruro protector.

El flúor reacciona con violencia considerable con la mayor parte de los compuestos que
contienen hidrógeno, como el agua, el amoniaco y todas las sustancias orgánicas, sean
líquidos, sólidos o gases. La reacción del flúor con el agua es compleja y produce
principalmente fluoruro de hidrógeno y oxígeno, así como cantidades menores de peróxido

83. de hidrógeno, difluoruro de oxígeno y ozono. El flúor desplaza otros elementos no
metálicos de sus compuestos, aun aquellos muy cercanos en cuanto a actividad química.
Desplaza el cloro del cloruro de sodio y el oxígeno en la sílica, en vidrio y en algunos
materiales cerámicos. En ausencia de fluoruro de hidrógeno, el flúor no ataca en forma
significativa al cuarzo o al vidrio, ni aun después de varias horas a temperaturas hasta de
200ºC (390ºF).
El flúor es un elemento muy tóxico y reactivo. Muchos de sus compuestos, en especial los
inorgánicos, son también tóxicos y pueden causar quemaduras severas y profundas. Hay
que tener cuidado para prevenir que líquidos o vapores entren en contacto con la piel y los
ojos.

 Frecuencia natural: Se estima que se halla en un 0.065% en la corteza terrestre; es
casi tan abundante como el carbono, el nitrógeno o el cloro, mucho más que
el cobre o el plomo, aunque mucho menos que el hierro, aluminio o el magnesio.
Los compuestos cuyas moléculas contienen átomos de flúor están ampliamente
distribuidos en la naturaleza. Muchos minerales contienen cantidades pequeñas del
elemento, y se encuentra tanto en rocas ígneas como en rocas sedimentarias.

Aplicaciones: Los compuestos que contienen flúor se utilizan para incrementar la fluidez
del vidrio fundido y escorias en la industria vidriera y cerámica. El espato flúor (fluoruro de
calcio) se introduce dentro del alto horno para reducir la viscosidad de la escoria en la
metalurgia del hierro. La criolita, Na2AlF6, se utiliza para formar el electrólito en la
metalurgia del aluminio. El óxido de aluminio se disuelve en este electrólito, y el metal se
reduce, eléctricamente, de la masa fundida. El uso de halocarburos que contienen flúor
como refrigerantes se patentó en 1930, y estos compuestos estables y volátiles encontraron
un mercado como propelentes de aerosoles, así como también en refrigeración y en
sistemas de aire acondicionado. Sin embargo, el empleo de fluorocarburos como
propelentes ha disminuido en forma considerable a causa del posible daño; a la capa de
ozono de la atmósfera. Un uso del flúor, muy importante durante la Segunda Guerra
Mundial, fue un el enriquecimiento del isótopo fisionable
235
U; el proceso más importante
empleaba hexafluoruro de uranio. Este compuesto estable y volátil fue con mucho el
material más adecuado para la separación del isótopo por difusión gaseosa.
Mientras que para los consumidores la utilización de compuestos de flúor en la industria
pasa casi inadvertida, algunos compuestos se han vuelto familiares a través de usos
menores pero importantes, como aditivos en pastas de dientes y superficies
fluoropoliméricas antiadherentes sobre sartenes y hojas de afeitar (teflón por ejemplo).

Compuestos: En todos los compuestos de flúor la alta electronegatividad de este compuesto
indica que el átomo de flúor tiene un exceso de carga negativa. Es conveniente, sin
embargo, dividir los fluoruros binarios inorgánicos en sales (red iónica), fluoruros
metálicos no volátiles y fluoruros volátiles, la mayor parte de no metales. Algunos
hexafluoruros metálicos y los fluoruros de gases nobles muestran volatilidad que son

84. frecuencia está asociada a un compuesto molecular. La volatilidad se asocia a menudo con
números de oxidación altos para el elemento positivo.
Los metales suelen formar fluoruros iónicos no volátiles, donde la transferencia electrónica
es sustancial y la red cristalina está determinada por el tamaño iónico y la interacción
electrostática predecible. Cuando el número de coordinación y la valencia son la misma,
por ejemplo en BF3, SiF4 y WF6, el enlace entre el metal y el flúor no es común; los
compuestos resultantes son muy volátiles y los sólidos muestran redes moleculares más que
estructuras cristalinas iónicas. Para números de oxidación superiores, las redes iónicas
simples son menos comunes y, mientras que el enlace entre el átomo central y el flúor
requiere aún transferencia de alguna carga al flúor, las estructuras moleculares son
identificables en las fases condensadas.
Además de los fluoruros binarios, se ha aislado un número muy grande de complejos, a
menudo con un anión fluoruro que contiene un átomo central de número de oxidación alto.
Los fluoruros binarios salinos muestran una gran tendencia a combinarse con otros
fluoruros binarios para formar numerosos complejos o sales
dobles.

 Los compuestos de carbono que contienen flúor pueden dividirse en hidrocarburos
fluorados y derivados (compuestos orgánicos del flúor), y los fluorocarburos y sus
derivados. El átomo de flúor unido al anillo aromático, como en el fluorobenceno,
es poco reactivo. Además reduce la reactividad de toda la molécula. Por ejemplo,
aquellos colorantes que contienen flúor unido al anillo aromático son más
resistentes a la oxidación y más sensibles a la luz, que los que no lo contienen. La
mayor parte de los compuestos alifáticos, como los fluoruros de alquilo, son
inestables y pierden fluoruro de hidrógeno con facilidad. Estos compuestos son
difíciles de preparar y conservar, y es poco probable que se vuelvan importantes.

 Efectos del Flúor sobre 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.

85.  Efectos ambientales del Flúor
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 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.
Los animales que ingieren plantas que contienen flúor pueden acumular grandes cantidades
de flúor en sus cuerpos. El flúor se acumula principalmente en los huesos. Como
consecuencia, los animales expuestos a elevadas concentraciones de flúor sufren de caries y
degradación de los huesos. Demasiado flúor también puede provocar la disminución de la
cantidad de alimento tomado por el estómago y puede alterar el desarrollo de las garras. Por
último, puede provocar bajo peso al nacer.




3.2.2. CLORO:

Elemento químico, símbolo Cl, de número atómico 17 y peso atómico 35.453. El cloro
existe como un gas amarillo-verdoso a temperaturas y presiones ordinarias. Es el segundo
en reactividad entre los halógenos, sólo después del flúor, y de aquí que se encuentre libre
en la naturaleza sólo a las temperaturas elevadas de los gases volcánicos. Se estima que
0.045% de la corteza terrestre es cloro. Se combina con metales, no metales y materiales
orgánicos para formar cientos de compuestos.

86.  Propiedades: El cloro presente en la naturaleza se forma de los isótopos estables de
masa 35 y 37; se han preparado artificialmente isótopos radiactivos. El gas
diatómico tiene un peso molecular de 70.906. El punto de ebullición del cloro
líquido (de color amarillo-oro) es –34.05ºC a 760 mm de Hg (101.325 kilopascales)
y el punto de fusión del cloro sólido es –100.98ºC. La temperatura crítica es de
144ºC; la presión crítica es 76.1 atm (7.71 megapascales); el volumen crítico es de
1.745 ml/g, y la densidad en el punto crítico es de 0.573 g/ml. Las propiedades
termodinámicas incluyen el calor de sublimación, que es de 7370 (+-) 10 cal/mol a
OK; el calor de vaporización , de 4878 (+-) 4 cal/mol; a –34.05ºC; el calor de
fusión, de 1531 cal/mol; la capacidad calorífica, de 7.99 cal/mol a 1 atm (101.325
kilopascales) y 0ºC, y 8.2 a 100ºC.

Nombre Cloro
Número atómico 17
Valencia +1,-1,3,5,7
Estado de oxidación
-1

87. Electronegatividad 3.0
Radio covalente (Å) 0,99
Radio iónico (Å) 1,81
Radio atómico (Å) -
Configuración electrónica [Ne]3s
2
3p
5

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



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.
 Fabricación: El primer proceso electrolítico para la producción de cloro fue
patentado en 1851 por Charles Watt en Gran Bretaña. En 1868, Henry Deacon
produjo cloro a partir de ácido clorhídrico y oxígeno a 400ºC (750ºF), con cloruro
de cobre impregnado en piedra pómez como catalizador. Las celdas electrolíticas
modernas pueden clasificarse casi siempre como pertenecientes al tipo de diafragma

88. y de mercurio. Ambas producen sustancias cáusticas (NaOH o KOH), cloro e
hidrógeno. La política económica de la industria del cloro y de los álcalis incluye
principalmente la mercadotecnia equilibrada o el uso interno del cáustico y del cloro
en las proporciones en las que se obtienen mediante el proceso de la celda
electrolítica.

Efectos del Cloro sobre 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.

 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.

 Los efectos del cloro en la salud humana dependen de la cantidad de cloro presente,
y del tiempo y la frecuencia de exposición. Los efectos también dependen de la
salud de la persona y de las condiciones del medio cuando la exposición tuvo lugar.

 La respiración de pequeñas cantidades de cloro durante cortos periodos de tiempo
afecta negativamente al sistema respiratorio humano. Los efectos van desde tos y
dolor pectoral hasta retención de agua en los pulmones. El cloro irrita la piel , los
ojos y el sistema respiratorio. No es probable que estos efectos tengan lugar a
niveles de cloro encontrados normalmente en la naturaleza.
 Los efectos en la salud humana asociados con la respiración o el consumo de
pequeñas cantidades de cloro durante periodos prolongados de tiempo no son

89. conocidos. Algunos estudios muestran que los trabajadores desarrollan efectos
adversos al estar expuestos a inhalaciones repetidas de cloro, pero otros no.

 Efectos ambientales del Cloro
El cloro se disuelve cuando se mezcla con el agua. También puede escaparse del agua e
incorporarse al aire bajo ciertas condiciones. La mayoría de las emisiones de cloro al medio
ambiente son al aire y a las aguas superficiales.
Una vez en el aire o en el agua, el cloro reacciona con otros compuestos químicos. Se
combina con material inorgánico en el ahua para formar sales de cloro, y con materia
orgánica para formar compuestos orgánicos clorinados.
Debido a su reactividad no es probable que el cloro se mueva a través del suelo y se
incorpore a las aguas subterráneas.
Las plantas y los animales no suelen almacenar cloro. Sin embargo, estudios de laboratorio
muestran que la exposición repetida a cloro en el aire puede afectar al sistema inmunitario,
la sangre, el corazón, y el sistema respiratorio de los animales.
El cloro provoca daños ambientales a bajos niveles. El cloro es especialmente dañino para
organismos que viven en el agua y el suelo.



3.2.3. BROMO:

Elemento químico, Br, número atómico 35 y peso atómico 79.909, por lo común existe
como Br2; líquido de olor intenso e irritante, rojo oscuro y de bajo punto de ebullición, pero
de alta densidad. Es el único elemento no metálico líquido a temperatura y presión
normales. Es muy reactivo químicamente; elemento del grupo de los halógenos, sus
propiedades son intermedias entre las del cloro y las del yodo.

90.  Los estados de valencia más estables de las sales de bromo son 1- y 5+, aunque
también se conocen 1+, 3+ y 7+. Dentro de amplios límites de temperatura y
presión, las moléculas en el líquido y el vapor son diatómicas Br2, con un peso
molecular de 159.818. Hay dos isótopos estables (
79
Br y
81
Br) que existen en la
naturaleza en proporciones casi idénticas, de modo que el peso atómico es de
79.909. Se conocen también varios radioisótopos. La solubilidad del bromo en agua
a 20ºC (68ºF) es de 3.38 a/100 g (3.38 oz/100 oz) de solución, pero ésta se
incrementa fuertemente en presencia de sus sales y de ácido bromhídrico. La
capacidad de este elemento inorgánico para disolverse en disolventes orgánicos es
de importancia considerable en sus reacciones. A pesar de que la corteza terrestre
contiene de 10
15
a 10
16
toneladas de bromo, el elemento está distribuido en forma
amplia y se encuentra en concentraciones bajas en forma de sales. La mayor parte
del bromo recuperable se halla en la hidrosfera. El agua de mar contiene en
promedio 65 partes por millón (ppm) de bromo. Las otras fuentes principales en
Estados Unidos son salmueras subterráneas y lagos salados, con producción
comercial en Michigan, Arkansas y California.

 Muchos bromuros inorgánicos tienen uso industrial, pero los orgánicos tienen una
aplicación más amplia. Gracias a la facilidad de reacción con compuestos orgánicos,
y a la fácil eliminación o desplazamiento posterior, los bromuros orgánicos se han
estudiado y utilizado como intermediarios químicos. Además, las reacciones del
bromo son tan limpias que pueden emplearse en el estudio de mecanismos de

91. reacción sin la complicación de reacciones laterales. La capacidad del bromo para
unirse a posiciones poco usuales de las moléculas orgánicas tiene un valor adicional
como herramienta de investigación.

 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 aplicabilidad de los compuestos de bromo se compureba en el
uso comercial de cerca de 100 compuestos de bromo.

 El bromo causa daño a la piel en forma casi instantánea y es difícil de eliminar
rápidamente para que no provoque quemaduras dolorosas que sanan con lentitud.
Sus vapores son muy tóxicos, pero su olor sirve como aviso; es difícil permanecer
en un área de suficiente concentración para ser dañado en forma permanente. El
bromo puede manejarse con seguridad, pero deben respetarse las recomendaciones
de los fabricantes.

 Efectos del Bromo sobre 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 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.
Los efectos sobre la salud más importantes que pueden ser causados por contaminantes
orgánicos que contienen bromuros son disfunciones del sistema nervioso y alteraciones del
material genético. Pero los bromuros orgánicos pueden también dañar ciertos órganos como
el hígado, riñones, pulmones y testículos y puede causar disfunciones estomacales y
gastrointestinales. En la naturaleza se encuentran algunas formas de bromuros inorgánicos,
pero a pesar de que se dan naturalmente, los humanos han añadido demasiado a lo largo de
los años. A través de la comida y del agua los humanos absorbemos altas dosis de bromuros
inorgánicos. Estos bromuros pueden perjudicar al sistema nervioso y la glándula tiroides.

92.  Efectos ambientales del Bromo
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. El ganado sufrió de síntomas tales como daños en el hígado, pérdida de visión
y disminución del crecimiento, reducción de la inmunidad, decrecimiento de la producción
de leche y esterilidad y malformaciones fetales




3.2.4. IODO:

Elemento no metálico, símbolo I, número atómico 53, masa atómica relativa 126.904, el
más pesado de los halógenos (halogenuros) que se encuentran en la naturaleza. En
condiciones normales, el yodo es un sólido negro, lustroso, y volátil; recibe su nombre por
su vapor de color violeta.

Nombre Yodo
Número atómico 53
Valencia +1,-1,3,5,7
Estado de oxidación -1
Electronegatividad 2,5

93. Radio covalente (Å) 1,33
Radio iónico (Å) 2,16
Radio atómico (Å) -
Configuración electrónica [Kr]4d
10
5s
2
5p
5

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



 La química del yodo, como la de los otros halogenos, se ve dominada por la
facilidad con la que el átomo adquiere un electrón para formar el ion yoduro, I
-
, o un
solo enlace covalente –I, y por la formación, con elementos más electronegativos,
de compuestos en que el estado de oxidación formal del yodo es +1, +3, +5 o +7. El
yodo es más electropositivo que los otros halógenos y sus propiedades se modulan
por: la debilidad relativa de los enlaces covalentes entre el yodo y elementos más
electropositivos; los tamaños grandes del átomo de yodo y del ion yoduro, lo cual
reduce las entalpías de la red cristalina y de disolución de los yoduros , en tanto que
incrementa la importancia de las fuerzas de van der Waals en los compuestos del
yodo, y la relativa facilidad con que se oxida éste.

 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
127
I (53 protones, 74 neutrones). De los 22
isótopos artificiales (masas entre 117 y 139), el más importante es el
131
I, con una

94. vida media de 8 días; se utiliza mucho en el trabajo con trazadores radiactivos y
ciertos procedimientos de radioterapia.

 El yodo existe como moléculas diatómicas, I2 en las fases sólida, líquida y de vapor,
aunque a temperaturas elevadas (>200ºC, o sea, 390ºF) la disociación para formar
átomos es apreciable. Las cortas distancias intermoleculares I ... I en el sólido
cristalino indican la presencia de fuertes fuerzas intermoleculares de van der Waals.
El yodo es moderadamente soluble en líquidos no polares y el color violeta de las
soluciones sugiere que se encuentran presentes las moléculas I2, como en su fase
vapor.

Aun cuando, por lo común, es menos vigoroso en sus reacciones que los otros
halógenos (halogenuros), el yodo se combina directamente con la mayor parte de
los elementos; excepciones importantes son los gases nobles, el carbono, el
nitrógeno y algunos metales nobles. Los derivados inorgánicos del yodo pueden
agruparse en tres clases de compuestos: aquéllos con más elementos
electropositivos, es decir, los yoduros; los formados con otros halógenos, y los
formados con el oxígeno. Los compuestos organoyódicos caen en dos categorías:
los yoduros y los derivados en que el yodo se encuentra en un estado de oxidación
formal positiva, en virtud del enlace con otro elemento más electronegativo.

 El yodo parece ser un elemento que, en cantidades muy pequeñas, es esencial para
la vida animal y vegetal. El yoduro y el yodato que se encuentran en las aguas
marinas entran en el ciclo metabólico de la mayor parte de la flora y la fauna
marinas, mientras que en los mamíferos superiores el yodo se concentra en la
glándula tiroides, allí se convierte en aminoácidos yodados (principalmente tiroxina
y yodotirosinas). Éstos se encuentran almacenados en la tiroides como tiroglobulina
y, aparentemente, la tiroxina es secretada por la glándula. La deficiencia de yodo en
los mamíferos lleva al bocio, una condición en que la glándula tiroides crece más de
lo normal.

 Las propiedades bactericidas del yodo apoyan sus usos principales para el
tratamiento de heridas o la esterilización del agua potable. Asimismo los
compuestos de yodo se utilizan para tratar ciertas condiciones de la tiroides y del
corazón, como suplemento dietético (en la forma de sales yodatadas) y en los
medios de contraste para los rayos X.

 Los usos industriales principales se encuentran en la fotografía, en donde el yoduro
de plata es uno de los constituyentes de las emulsiones para películas fotográficas
rápidas, y en la industria de los tintes, en donde los tintes a base de yodo se
producen para el procesamiento de alimentos y para la fotografía en colores.

95.  Efectos del Yodo sobre 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 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/m
3
. Todos los
yoduros son tóxicos tomados en exceso.

El yodo 131 es uno de los radionucleidos involucrados en las pruebas nucleares
atmosféricas, que comenzaron en 1945, con una prueba americana, y terminaron en 1980
con una prueba china. Se encuentra entre los radionucleidos de larga vida que han
producido y continuarán produciendo aumento del riesgo de cáncer durante décadas y los

96. siglos venideros. El iodo 131 aumenta el riesgo de cáncer y posiblemente otras
enfermedades del tiroides y aquellas causadas por deficiencias hormonales tiroideas.

 Efectos ambientales del Yodo
El yodo puede encontrarse en el aire, el agua y el suelo de forma natural. Las fuentes más
importantes de yodo natural son los océanos. El yodo en el aire se puede combinar con
partículas de agua y precipitar en el agua o los suelos. El yodo en los suelos se combina con
materia orgánica y permanece en el mismo sitio por mucho tiempo. Las plantas que crecen
en estos suelos pueden absorber yodo. EL ganado y otros animales absorberán yodo cuando
coman esas plantas.

El yodo en las aguas superficiales se evaporará y volverá a entrar en el aire. Los humanos
también añadimos yodo al aire, al quemar carbón o fuel para producir energía. Pero la
cantidad de yodo que entra en el aire debido a la actividad humana es bastante pequeña
comparada a la cantidad que se evapora de los océanos.

El yodo puede ser radioactivo. Los isótopos radioactivos se forman de manera natural
durante reacciones químicas en la atmósfera. La mayoría de los isótopos radioactivos del
yodo tienen unas vidas medias muy cortas y se transformarán rápidamente en compuestos
estables de yodo. Sin embargo, hay una forma radioactiva del yodo que tiene una vida
media de millones de años y que es seriamente perjudicial para el medio ambiente. Este
isótopo entra en el aire desde las plantas de energía nuclear, donde se forma durante el
procesamiento del uranio y el plutonio. Los accidentes en las plantas nucleares han
provocado la emisión de grandes cantidades de yodo radioactivo al aire.





3.2.5. ASTATO:

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

97. traza de isótopos de vida corta, continuamente abastecidos por el lento decaimiento del
uranio. La cantidad total de ástato en la corteza terrestre es menor que 28 g (1 onza).

Nombre Ástato
Número atómico 85
Valencia -
Estado de oxidación -
Electronegatividad 2,0
Radio covalente (Å) -
Radio iónico (Å) -
Radio atómico (Å) -
Configuración electrónica [Xe]4f
14
5d
10
6s
2
6p
Primer potencial
de ionización (eV)
-
Masa atómica (g/mol) 210
Densidad (g/ml) -
Punto de ebullición (ºC) -
Punto de fusión (ºC) 302
Descubridor D.R. Corson 1940




En solución acuosa, el ástato tiene propiedades similares al yodo excepto por las diferencias
atribuibles al hecho de que las soluciones de ástato son, por necesidad, muy diluidas. Al
igual que el halógeno yodo, se extrae con benceno cuando se halla como elemento libre en
solución. El elemento en solución es reducido por agentes como el dióxido de azufre y es
oxidado por bromo. Es el menos electronegativo de todos los halógenos. Tiene estados de
oxidación con características de coprecipitación semejantes a las del ion yoduro, yodo libre
y del ion yodato. Agentes oxidantes fuertes producen el ion astatato, pero no el ion
perastatato. Es más fácil obtenerlo y caracterizarlo en estado libre por su alta volatilidad y
facilidad de extracción con disolvente orgánicos.

98.  Efectos del Ástato sobre la salud
La cantidad total de ástato en la corteza terrestre es menor de 30 gramos y solo unos pocos
microgramos han sido producidos artificialmente. Esto, junto con su corta vida, no deja
ninguna razón para considerar los efectos del ástato en la salud humana. El ástato se estudia
en unos pocos laboratorios de investigación donde su alta radioactividad requiere
precauciones y técnicas de manipulación especiales. El ástato es un halógeno y
posiblemente se acumule en la glándula tiroides como el yodo. Desde un punto de vista
químico, se puede especular que su toxicidad será idéntica a la del yodo.

 Efectos ambientales del Ástato
El ástato no se da en cantidades significativas en la biosfera, así que normalmente nunca
presenta riesgos.




Web grafía
 http://www.lenntech.es/periodica/elementos/f.htm#ixzz4YX0PpuZl
 http://www.lenntech.es/periodica/elementos/cl.htm#ixzz4YX4Y5bit
 http://www.lenntech.es/periodica/elementos/br.htm#ixzz4YX7A6gkU
 http://www.lenntech.es/periodica/elementos/i.htm#ixzz4YX9WiauO
 http://www.lenntech.es/periodica/elementos/i.htm#ixzz4YXAzOYUK
 http://www.lenntech.es/periodica/elementos/at.htm#ixzz4YXDQ27jb