Módulo de química

Mariana Tovar Meneses 11-1 2017

Tabla de contenido: Grupos de la tabla periódica Grupo VII A Grupo VI A… Grupo V A Grupo IV A Bibliografía

La tabla periódica nos ayuda a clasificar, organizar y distribuir de forma correcta todos los elementos químicos, de acuerdo a sus propiedades y características, la funciona principal que tiene es la de establecer un orden especifico agrupando los elementos.

Grupo de la tabla periódica A las columnas verticales de la tabla periódica se les conoce como grupos. Todos los elementos que pertenecen a un grupo tienen la misma valencia atómica, y por ello, tienen características o propiedades similares entre sí. Por ejemplo, los elementos en el grupo IA tienen valencia de 1 (un electrón en su último nivel de energía) y todos tienden a perder ese electrón al enlazarse como iones positivos de +1. Los elementos en el último grupo de la derecha son los gases nobles, los cuales tienen

lleno su último nivel de energía (regla del octeto) y, por ello, son todos extremadamente no reactivos. Introducción sobre la tabla periódica: La tabla periódica se ha vuelto tan familiar que forma parte del material didáctico para cualquier estudiante, más aún para estudiantes de química, medicina e ingeniería. De la tabla periódica se obtiene información necesaria del elemento químico, en cuanto se refiere a su estructura interna y propiedades, ya sean físicas o químicas. La actual tabla periódica moderna explica en forma detallada y actualizada las propiedades de los elementos químicos, tomando como base a su estructura atómica. Según sus propiedades químicas, los elementos se clasifican en metales y no metales. Hay más elementos metálicos que no metálicos. Los mismos elementos que hay en la tierra existen en otros planetas del espacio sideral. El estudiante debe conocer ambas clases, sus propiedades físicas y químicas importantes; no memorizar, sino familiarizarse, así por ejemplo familiarizarse con la valencia de los principales elementos metálicos y no metálicos, no en forma individual o aislada, sino por grupos o familias (I, II, III, etc) y de ese modo aprender de manera fácil y ágil fórmulas y nombres de los compuestos químicos, que es parte vital del lenguaje químico. Objetivo: El objetivo fundamental de la presente práctica de laboratorio es el de realizar un estudio experimental de la Ley Periódica de los Elementos. Esto lo realizaremos mediante diversas pruebas químicas y físicas de las distintas series de elementos de la tabla periódica.

La importancia de esta práctica es evidente ya que en base a la clasificación periódica vamos a estudiar posteriormente los diversos elementos químicos y sus compuestos. Tabla periódica y propiedades periódicas Fundamento teórico Tabla periódica de los elementos El químico ruso Dmitri Mendeléiev propuso la tabla periódica de los elementos, que agrupaba a éstos en filas y columnas según sus propiedades químicas. Inicialmente, los elementos fueron ordenados por su peso atómico. A mediados del siglo XIX, cuando Mendeléiev hizo esta clasificación, se desconocían muchos elementos; los siguientes descubrimientos completaron la tabla, que ahora está ordenada según el número atómico de los elementos (el número de protones que contienen). El Sistema periódico o Tabla periódica es un esquema de todos los elementos químicos dispuestos por orden de número atómico creciente y en una forma que refleja la estructura de los elementos. Los elementos están ordenados en siete hileras horizontales, llamadas periodos, y en 18 columnas verticales, llamadas grupos. El primer periodo, que contiene dos elementos, el hidrógeno y el helio, y los dos periodos siguientes, cada uno con ocho elementos, se llaman periodos cortos. Los periodos restantes, llamados periodos largos, contienen 18 elementos en el caso de los periodos 4 y 5, o 32 elementos en el del periodo 6. El periodo largo 7 incluye el grupo de los actínidos, que ha sido completado sintetizando núcleos radiactivos más allá del elemento 92, el uranio. Los grupos o columnas verticales de la tabla periódica fueron clasificados tradicionalmente de izquierda a derecha utilizando

números romanos seguidos de las letras "A" o "B", en donde la "B" se refiere a los elementos de transición. En la actualidad ha ganado popularidad otro sistema de clasificación, que ha sido adoptado por la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC, siglas en inglés). Este nuevo sistema enumera los grupos consecutivamente del 1 al 18 a través de la tabla periódica.

GRUPO VIIA El grupo VIIA del Sistema Periódico o grupo de los Halógenos (que proviene del griego y significa formadores de sales) se caracteriza por el carácter iónico de muchos de sus compuestos, al reaccionar con metales. La configuración electrónica externa de sus átomos nos indica que les falta un solo electrón para completar el nivel y adquirir la estructura correspondiente al gas noble que le sigue en el Sistema Periódico. Por ello, forman iones negativos con gran facilidad. Presentan una gran reactividad, siendo mayor en el flúor y disminuyendo conforme descendemos en el grupo.

Propiedades generales del grupo VIIA: • Los elementos del grupo VIIA también llamados halógenos por ser todos formadores de sales. Tienen siete electrones en el último nivel y son todos no metales. • Tienen las energías de ionización más elevadas y en consecuencia son los elementos más electronegativos. • Reaccionan fácilmente con los metales formando sales, rara vez están libres en la naturaleza, todos son gaseosos a temperatura ambiente menos el bromo que es líquido en condiciones ambientales normales.

• Su característica química más fundamental es su capacidad oxidante porque arrebatan electrones de carga y moléculas negativas a otros elementos para formar aniones. Nombres y símbolos de cada elemento del grupo: F: Flúor. Cl: Cloro. Br: Bromo. I: Yodo. At: Astato. Propiedades físicas y químicas de los elementos más importantes del grupo VIIA: Flúor (F): Sus derivados tienen mucho uso industrial. Entre ellos se destaca el freón utilizado como congelante y la resina teflón. Se agregan además fluoruros al agua potable y detrítica para prevenir las caries. Número atómico 9

Valencia -1 Estado de oxidación -1 Electronegatividad 4,0

Radio covalente (Å) 0,72 Radio iónico (Å) 1,36 Radio atómico (Å) - Configuración electrónica 1s22s22p5 Primer potencial de ionización (eV)

17,54 Masa atómica (g/mol) 18,9984 Densidad (g/ml) 1,11 Punto de ebullición (ºC) -188,2 Punto de fusión (ºC) -219,6 Descubridor Moissan en 1886 Cloro(Cl): Sus propiedades blanqueadoras lo hacen muy útil en las papeleras e industrias textiles. Como desinfectante se agrega al agua en el proceso de potabilización y a las piscinas Otros usos son las industrias de colorantes y la elaboración de ciertas medicinas. Número atómico 17

Valencia +1,-1,3,5,7 Estado de oxidación -1 Electronegatividad 3.0 Radio covalente (Å) 0,99 Radio iónico (Å) 1,81 Radio atómico (Å) -

Configuración electrónica

[Ne]3s23p5 Primer potencial de ionización (eV)

13,01 Masa atómica (g/mol)

35,453 Densidad (g/ml) 1,56 Punto de ebullición (ºC)

-34,7 Punto de fusión (ºC) -101,0 Descubridor Carl Wilhelm Scheele en 1774 Bromo(Br): Los bromuros como sedantes. El bromuro de plata en las placas fotográficas. Número atómico 35

Valencia +1,-1,3,5,7 Estado de oxidación -1 Electronegatividad 2,8 Radio covalente (Å) 1,14 Radio iónico (Å) 1,95 Radio atómico (Å) - Configuración electrónica

[Ar]3d104s24p5

Primer potencial de ionización (eV)

11,91 Masa atómica (g/mol)

79,909 Densidad (g/ml) 3,12 Punto de ebullición (ºC)

58 Punto de fusión (ºC) -7,2 Descubridor Anthoine Balard en 1826 Yodo(Y): Es esencial en el cuerpo humano para el adecuado funcionamiento de la tiroides por eso se suele agregar a la sal de mesa. También se emplea como antiséptico. Origen, ubicación y efectos ambientales sobre el agua, aire o suelo de dichos elementos o sus compuestos: Flúor: Descubridor: Henri Moissan. Lugar de descubrimiento: Francia. Año de descubrimiento: 1886. Origen del nombre: De la palabra latina "fluere", que significa "fluir".

Efecto ambiental: 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. Cloro: Descubridor: Carl Wilhelm Scheele Lugar de descubrimiento: Suecia. Año de descubrimiento: 1774. Origen del nombre: De la palabra griega "chloros", que significa "verde pálido", reflejando el color del gas. Efecto ambiental: 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 agua para formar sales de cloro, y con materia orgánica para formar compuestos orgánicos clorinados.

Bromo: Descubridor: Antoine J. Balard. Lugar de descubrimiento: Francia. Año de descubrimiento: 1826. Origen del nombre: De la palabra griega "brómos" que significa "fetidez", debido al fuerte y desagradable olor de este elemento, sobre todo de sus vapores. Efecto Ambiental: 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. 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. Yodo: Descubridor: Bernard Courtois.

Lugar de descubrimiento: Francia. Año de descubrimiento: 1811. Origen del nombre: De la palabra griega "iodes" que significa "violeta", aludiendo al color de los vapores del yodo. Efecto ambiental: 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. Ástato: Descubridor: Dale Corson, K. MacKenzie, Emilio Segrè. Lugar de descubrimiento: USA. Año de descubrimiento: 1940. Origen del nombre: De la palabra griega "astatos" que significa "inestable", debido a que este elemento carecía de isótopos estables. Efecto ambiental: El Ástato no se da en cantidades significativas en la biosfera, así que normalmente nunca presenta riesgos

GRUPO VIA: 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.

Grupo del Óxigeno El grupo VIA del sistema Periódico o grupo del oxígeno está formado por los elementos: oxígeno, azufre, selenio, telurio, polonio. Por encontrarse en el extremo derecho de la Tabla Periódica es fundamentalmente no-metálico; aunque, el carácter metálico aumenta al descender en el grupo . Como en todos los grupos, el primer elemento, el oxígeno, presenta un comportamiento anómalo, ya que al no tener orbitales d en la capa de valencia, sólo puede formar dos enlaces covalentes simples o uno doble, mientras que los restantes elementos pueden formar 2, 4 y 6 enlaces covalentes.

Propiedades atómicas La configuración electrónica de los átomos de los elementos del grupo VIA en la capa de valencia es: ns2 np2+1+1. El oxígeno, cabeza de grupo, presenta, igual que en el caso del flúor, unas características particulares que le diferencian del resto (Principio de singularidad). Posibles formas de actuación: • El oxígeno es un gas diatómico. El azufre y el selenio forman moléculas octa-atómicas S8 y Se8 • El telurio y el polonio tienen estructuras tridimensionales. • El oxígeno, azufre, selenio y telurio tienden a aceptar dos electrones formando compuestos iónicos. Estos elementos también pueden formar compuestos moleculares con otros no metales, en especial el oxígeno. • El polonio es un elemento radioactivo, difícil de estudiar en el laboratorio. Pérdida de electrones El alto valor de los potenciales de ionización, pero sobre todo el alto poder polarizante de sus cationes (debido a su pequeño tamaño) hacen que sólo el polonio dé lugar a sales . Sin embargo, sí que se conocen sales de cationes poliatómicos. Ganancia de electrones Pueden actuar como aniones dinegativos, -2 , nunca mononegativos, ya que la mayor energía de red de los compuestos resultantes compensa el valor desfavorable de la electroafinidad. Dado que el tamaño del anión -2 crece conforme se desciende en el grupo, también lo hace su polarizabilidad, de modo que los sulfuros, seleniuros y telururos poseen un marcado carácter covalente que aumenta en dicho sentido. Se conocen también polianiones Eln2-. Compartición de los electrones

Caben dos posibilidades: • Formación de dos enlaces σ sencillos. • Formación de un enlace doble σ + π. El segundo caso sólo se da cuando los dos átomos implicados son de pequeño tamaño (o en todo caso uno de ellos de tamaño moderado), ya que la eficacia de los solapamientos laterales de orbitales (enlaces π) decrece muy rápidamente conforme aumenta la distancia internuclear, mientras que la eficacia del solapamiento frontal σ, lo hace más lentamente. Capa de valencia La presencia de pares electrónicos sin compartir en la capa de valencia permite la formación de, al menos, un tercer enlace covalente dativo. Además, la presencia de pares de electrones no compartidos puede influir en la fortaleza del enlace. • Debilitando el enlace con otros átomos que presenten también pares electrónicos de no enlace. • Fortaleciendo el enlace con átomos que dispongan de orbitales vacantes de energía adecuada. Salvo el cabeza de grupo, pueden ampliar su octeto, actuando como hipervalentes. En estos casos es frecuente la formación de enlaces múltiples, ya que la disposición espacial de los orbitales d permite un buen solapamiento pπ-dπ a distancias en las que el solapamiento pπ-pπ sería despreciable. Además pueden utilizar los orbitales nd vacantes, estabilizados por la unión a átomos muy electronegativos, para actuar como ácidos de Lewis. Estado natural

Oxígeno

El oxígeno es el elemento más abundante en el planeta tierra. Existe en estado libre, como O2, en la atmósfera (21% en volumen), pero también combinado en el agua y formando parte diversos óxidos y oxosales, como silicatos, carbonatos, sulfatos, etc. En condiciones ordinarias el oxígeno se presenta en dos formas alotrópicas, el dioxígeno y el ozono, de los cuales sólo el primero es termodinámicamente estable. A diferencia del oxígeno, que se presenta en su variedad más estable como molécula diatómica O2 derivada de un enlace doble, los demás presentan estructuras derivadas de enlaces sencillos. Esto es debido a la disminución de la eficacia del solapamiento lateral a medida que aumenta el tamaño de el. Industrialmente, se obtiene de la destilación fraccionada del aire líquido. A escala de laboratorio, existen diversos métodos de obtención: 1) Electrólisis de disoluciones acuosas alcalinas. 2) Descomposición catalítica de H2O2. 3) Descomposición térmica de cloratos. Azufre El azufre se encuentra: nativo (en zonas volcánicas y en domos de sal) ó combinado, en sulfatos, sulfuros (sobre todo pirita, FeS2) y sulfuro de hidrógeno (acompañando al petróleo). Variedades alotrópicas y sus propiedades físicas:

• En estado sólido. Variedades rómbica y monoclínica (anillos S8), azufre plástico (cadenas Sn). • En estado líquido.

Anillos S8 y cadenas de longitud variable. • En fase gas. Cicloazufre, cadenas Sn (n = 3-10), S2

Selenio El selenio presenta tres formas alotrópicas: • Se rojo: constituido por moléculas Se8. • Se negro: anillos Sen con n muy grande y variable (forma amorfa). • Se gris: de estructura similar a la del azufre plástico. Este alótropo presenta aspecto metálico (es un semimetal) y es fotoconductor.

Teluro Presenta una única variedad alotrópica, el Te gris, similar al Se gris. Tiene un carácter más metálico que el anterior. Polonio Presenta dos alótropos: cúbico simple y romboédrico, en los que que cada átomo está directamente rodeado por seis vecinos a distancias iguales (d0=355pm). Ambos alótropos tienen carácter metálico. Carácter metálico en el grupo Los elementos de este grupo muestran una transición paulatina desde las propiedades típicamente covalentes en la parte alta del grupo hasta las típicamente metálicas del elemento más pesado; y constituyen un excelente ejemplo de como los modelos de enlace covalente y metálico son, únicamente, casos extremos imaginarios de una situación real más compleja de interpretar. Este aumento se pone de manifiesto no solo en la variación progresiva de sus propiedades físicas y químicas sino también en cambios en sus estructuras. Reactividad

Oxígeno • Reactividad con los principales elementos de la tabla periódica. • Relación entre reactividad y estructura del elemento.

Ozono Mayor reactividad del ozono, tanto desde el punto de vista termodinámico como cinético. La gran diferencia de reactividad entre los dos alótropos del oxígeno pone de manifiesto que las propiedades químicas dependen del estado elemental. Resto del grupo La reactividad del resto de los calcógenos va siendo cada vez menor a medida que descendemos en el grupo.

• Reactividad con elementos y compuestos. • Reactividad en disolución acuosa: se comportan como oxidantes bastante buenos debido a la general insolubilidad de los calcogenuros, que retiran de inmediato iones. El2- del medio, favoreciendo la reacción. También se pueden comportar como reductores, pasando a estados de oxidación formal positivos. Aplicaciones Los elementos del grupo vi a, conocidos como la familia del grupo del oxígeno, comprenden al oxigeno (o), azufre (s), selenio (se), telurio (te) y polonio (po). aunque todos ellos tienen seis electrones de valencia, sus propiedades varian de no metalicas a metalicas en cierto grado, conforme aunmenta el numero atomico. • Oxígeno: Como oxígeno molecular (O2 ) se utiliza en la industria del acero, en el tratamiento de aguas negras, en el blanqueado de pulpa y papel, en sopletes oxiacetilénicos, en medicina y en numerosas reacciones como agente oxidante.

El oxigeno gaseoso, O2 es fundamental para la vida; es necesario para quemar los combustibles fosiles y obtener asi energia, y se requiere durante el metabolismo urbano para quemar carbohidratos. en ambos procesos, los productos secundarios son dióxido de carbono y agua. el oxigeno constituye el 21 % en volumen del aire y el 49.5 % en peso de la corteza terrestre. La otro forma alotropica del oxigeno es el ozono, cuya formula es o3 es mas reactivo que el oxigeno ordinario y se puede formar a partir de oxigeno en un arco electrico, como el descargador a distancia de un motor electrico, tambien se puede producir ozono por la acción de la luz ultravioleta sobre el oxigeno; esto explica el aroma " fresco del aire durante las tormentas electricas". • Azufre: El azufre es el segundo elemento no metal del grupo. a temperatura ambiente es un solido amarillo palido que se encuentra libre en la naturaleza. lo conocían los antiguos y se le menciona en el libro del genesis como piedra de azufre. las moléculas de azufre contienen industrial), en la fabricación de pólvora y el vulcanizado del caucho. Algunos compuestos como los sulfitos tienen propiedades blanqueadoras, otros tienen uso medicinal (sulfas, sulfato de magnesio). También se utiliza ocho atomos de azufre conectados a un anillo; su formula es s8 . el azufre tiene una importancia especial en la manufactura de neumáticos de hule y acido sulfurico, H2SO4 . Otros compuestos de azufre son importantes para blanquear frutos y granos Se usa en muchos procesos industriales como la producción de ácido sulfúrico (sustancia química más importante a nivel en la elaboración de fertilizantes y como fungicida. • Selenio: El selenio es un no metal que presenta interesantes propiedades y usos. la conductividad de este elemento aumenta con la intensidad de la luz. a causa de esta fotoconductividad, el selenio se a utilizado en los medidores de luz para camaras fotograficas y en fotocopiadoras, pero la preocupación que origina su toxicidad ha hecho que disminuya su uso. el selenio tambien puede convertir la

corriente electrica alterna en corriente directa; se ha utilizado en rectificadores, como los convertidores que se usan en los radios y grabadores portátiles, y en herramientas electricas recargables. el color rojo que el selenio imparte al vidrio lo hace util en la fabricación de lentes para señales luminosas. Se utiliza básicamente en electricidad y electrónica, como en células solares y rectificadores. Se añade a los aceros inoxidables y es catalizador de reacciones de deshidrogenación. Algunos compuestos se emplean en la fabricación del vidrio y esmaltes. Los sulfuros se usan en medicina veterinaria y champús. El dióxido de selenio es un catalizador muy utilizado en reacciones de oxidación, hidrogenación y deshidrogenación de compuesos orgánicos. • Telurio: El telurio, tiene aspecto metalico, pero es un metaloide en el que predominan las propiedades no metalicas. se emplea en semiconductores y para endurecer las placas de los acumuladores de plomo y el hierro colado. se presenta en la naturaleza en diversos compuestos, pero no es abundante. el polonio es un elemento radiactivo poco comun que emite radiación alfa y gama; su manejo es muy peligroso. los usos de este elemento se relacionan con su radiactividad, y fue descubierto por marie curie, quien le dio este nombre en honor a su natal polonia. Se emplea para aumentar la resistencia a la tensión en aleaciones de cobre y plomo y en la fabricación de dispositivos termoeléctricos. También se utiliza como agente vulcanizador y en la industria del vidrio. El telurio coloidal es insecticida y fungicida. • Polonio: los isótopos constituyen una fuente de radiación alfa. Se usan en la investigación nuclear. Otro uso es en dispositivos ionizadores del aire para eliminar la acumulación de cargas electrostáticas.

Enlaces Externos • Óxigeno • › Minerales GRUPO VA: El grupo VA del Sistema Periódico, o familia del nitrógeno, está formado por los elementos: nitrógeno, fósforo, arsénico, antimonio y bismuto. Debido a su configuración electrónica, estos elementos no tienden a formar compuestos iónicos, más bien forman enlaces covalentes. El carácter metálico aumenta considerablemente conforme se desciende en el grupo, siendo el nitrógeno y el fósforo no-metales, el arsénico y el antimonio semimetales y el bismuto un metal.

Los elementos que componen a la familia del nitrógeno o nitrogenoides son: § Nitrógeno (N) § Fósforo (P) § Arsénico (As) § Antimonio (Sb) § Bismuto (Bi) El nitrógeno es un gas que forma el 78% del aire. Comercialmente, del nitrógeno gaseoso (N2) se produce amoniaco, que es un componente común de fertilizantes y limpiadores caseros.

. El fósforo se conoce en tres estados alotrópicos: el fósforo blanco que es muy venenoso y ocasiona graves quemaduras; el fósforo rojo y el negro. Estos últimos que son mas estables, se usan para hacer fósforos de seguridad. Las sales de nitrógeno y fósforo son indispensables para la fertilidad de la tierra. Industrialmente sirven para hacer fertilizantes Elementos, Propiedades y Usos. NITRÓGENO.

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

• Tiene reactividad muy baja. • A temperaturas ordinarias reacciona lentamente con el litio. • A altas temperaturas, reacciona con cromo, silicio, titanio, aluminio,

boro, berilio, magnesio, bario, estroncio, calcio y litio para formar nitruros; con O2, para formar NO, y en presencia de un catalizador, con hidrógeno a temperaturas y presión bastante altas, para formar amoniaco.

OBTENCIÓN • El nitrógeno se obtiene a gran escala por destilación fraccionada de

aire líquido. • en el laboratorio se obtiene N2 de alta pureza

por descomposición térmica de NaN3. APLICACIONES

• La mayor parte del nitrógeno se utiliza en la formación de amoniaco. Ademas, el nitrógeno liquido se utiliza extensamente en criogenia para alcanzar bajas temperaturas y como gas para crear atmósferas inertes.

• obtención de fertilizantes. • se usa en pequeñas cantidades en lamparas

• 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

GRUPO I VA: El grupo IVA del Sistema Periódico, o familia del carbono, está formado por los elementos: carbono, silicio, germanio, estaño, plomo y ununquadio. La posición central de este grupo hace que su comportamiento sea un poco especial, sobre todo el de su primer elemento carbono, que, tiene la propiedad de unirse consigo mismo, formando cadenas y dando lugar así a una infinidad de compuestos que constituyen la llamada Química Orgánica.

El carácter metálico aumenta considerablemente conforme se desciende en el grupo, siendo el carbono un no-metal, el silicio y el germanio semimetales y el estaño, el plomo y el ununquadio típicos metales.

Carbono:

Descripción General

CARACTERÍSTICAS GENERALES

Nombre: Carbono Símbolo: C

Número atómico: 6 Masa atómica (uma): 12,0107

Período: 2 Grupo: IVA (carbonoideos)

Bloque: p (representativo)

Valencias: +2, +4, -4

PROPIEDADES PERIÓDICAS

Configuración electrónica: [He] 2s22p2

Radio atómico (Å): 0,91

Radio iónico (Å): 2,6 (-4)

Radio covalente (Å): 0,77

Energía de ionización (kJ/mol): 1087

Electronegatividad: 2,55

Afinidad electrónica (kJ/mol): 154

Métodos de obtención:

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

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

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

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

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

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

Aplicaciones:

Grafito:

.Construcción de reactores nucleares.

.Construcción de electrodos para la industria electrolítica, por su conductividad eléctrica.

.Lubricante sólido, por ser blando y untuoso.

.Construcción de minas de lapiceros, la dureza de la mina se consigue mezclando el grafito con arcilla.

.Construcción de crisoles de alta temperatura, debido al elevado punto de fusión del grafito.

Diamante:

.Tallados en brillantes se emplean en joyería.

.Taladradoras.

.Cojinetes de ejes en aparatos de precisión.

Carbón de coque:

.Se utiliza como combustible.

.Se utiliza para la reducción de óxidos metálicos en metalurgia extractiva.

Negro de humo:

.Colorante.

.Fabricación de tintas de imprenta.

.Llantas de automóviles.

Carbón activo:

.Adsorbente de gases.

.Catalizador.

.Decolorante.

.Purificación de aguas potables.

.En máscaras de gases.

.En filtros de cigarrillos.

Fullerenos:

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

.Lubricante.

.Inhibición de la proteasa del virus del SIDA.

Fabricación de fibras.

Compuestos de carbono:

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

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

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

.El freón se utilizaba en aparatos de refrigeración, hecho que está desapareciendo, debido a lo dañino de este compuesto para la capa de ozono.

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

.Los carburos metálicos se emplean como refractarios.

.El carbono junto al hierro forma el acero.

SILICIO:

Aplicaciones:

.Utilizado para producir chips para ordenadores.

.Las células fotovoltaicas para conversión directa de energía solar en eléctrica utilizan obleas cortadas de cristales simples de silicio de grado electrónico.

.El silicio hiperpuro puede doparse con boro, galio, fósforo o arsénico, aumentando su conductividad; se emplea para la fabricación de transistores, rectificadores y otros dispositivos de estado sólido ampliamente empleados en electrónica.

.Se utiliza como integrante de aleaciones para dar mayor resistencia a aluminio, magnesio, cobre y otros metales.

.La arena y arcilla (silicatos) se usan para fabricar ladrillos y hormigón; son un material refractario que permite trabajar a altas temperaturas.

.El metasilicato de sodio, Na2SiO3, es una sal empleada en detergentes para tamponar e impedir que la suciedad entre en el tejido: los iones metasilicatos, SiO3-2,se unen a .las partículas de suciedad, dándoles carga negativa, lo que impide que se agreguen y formen partículas insolubles.

.Al acidificar el ortosilicato de silicio se obtiene un precipitado gelatinoso de sílice (sílica gel) que se emplea como agente desecante, soporte para catalizadores, cromatografía y aislante térmico.

.La sílice (arena) es el principal ingrediente del vidrio, uno de los materiales más baratos con excelentes propiedades mecánicas, ópticas, térmicas y eléctricas.

.Las siliconas son derivados poliméricos del silicio. Se utilizan para juguetes, lubricantes, películas impermeables, implantes para cirugía estética, ...

.El carburo de silicio se utiliza como abrasivo importante, para componentes refractarios.

Germanio:

Aplicaciones:

• Se utiliza como semiconductor.

• El germanio dopado con arsénico, galio, u otros elementos se utiliza como transistor.

• Por ser transparente a la radiación infrarroja se emplea en forma de monocristales en espectroscopios infrarrojos (lentes, prismas y ventanas) y otros aparatos ópticos entre los que se encuentran detectores infrarrojos extremadamente sensibles.

• El óxido de germanio se aplica en lentes gran angular de cámaras y en objetivos de microscopio.

• El germanio se utiliza como detector de la radiación gamma.

• Los compuestos organogermánicos se están utilizando en quimioterapia, pues tienen poca toxicidad para los mamíferos y son eficaces contra ciertas bacterias.

ESTAÑO:

Aplicaciones:

• Se utiliza para producir vidrio de ventanas. Para esto se añade vidrio fundido sobre estaño fundido, en el cual flota, con lo cual se produce una superficie lisa (Proceso Pilkington).

• Debido a su estabilidad y falta de toxicidad se emplea como recubrimiento de metales: recubrimiento de hierro (hojalata) para la industria conservera; esto se hace por electrólisis o por inmersión.

• Junto a otros metales forma aleaciones de importancia industrial.: bronce (cobre y estaño), estaño de soldar (64 % de estaño y 36 % de plomo), metal de imprenta, para fabricar cojinetes 30 % estaño, antimonio y cobre) y la aleación niobio-estaño, superconductora a bajas temperaturas.

• El cloruro de estaño (II) se emplea como agente reductor.

• Las sales de estaño pulverizadas sobre vidrio se utilizan para producir capas conductoras que se usan en paneles luminosos y en calefacción de cristales de coche.

PLOMO:

Aplicaciones:

• El plomo y el dióxido de plomo se utilizan para baterías de automóviles.

• Se utiliza para fontanería, aparatos químicos y municiones.

• Se emplea para la insonorización de máquinas, pues es muy efectivo en la absorción del sonido y de vibraciones.

• Se usa como blindaje para la radiación en reactores nucleares y en equipos de rayos X.

• El óxido de plomo (II) se utiliza para la producción de vidrios de alto índice de refracción para fabricar lentes acromáticas.

• El carbonato y el cromato de plomo (II) se usan como pigmentos en las pinturas.

• El nitrato de plomo se utiliza en pirotecnia.

• El minio (óxido de plomo) mezclado con aceite de linaza se usa como pintura antioxidante.

• El sulfuro de plomo (II) presenta propiedades semiconductoras por lo cual se utiliza en células fotoeléctricas.

• El arseniato de plomo (II) se emplea como insecticida.

UNUNQUADIO:

Aplicaciones:

.No se conocen, pues sólo se ha podido crear un átomo de este elemento

Propiedades físicas: Los puntos de ebullición en el grupo del carbono tienden a disminuir a medida que se desciende en el grupo. El carbono es el más ligero del grupo, el mismo sublima a 3825°C.El punto de ebullición del silicio es 3265°C, el del germanio es 2833°C, el del estaño es 2602°C y el del plomo es 1749°C. Los puntos de fusión tienen la misma tendencia que su punto de ebullición. El punto de fusión del silicio es 1414°C, el del germanio 939°C, para el radio atómico de los elementos del grupo del carbono tiende a aumentar a medida que aumenta el número atómico. El radio atómico del carbono es de 77 picometros, el del silicio es de 118 picómetros, el del germanio es de 123 picómetros, el del estaño es de 141 picómetros, mientras que el del plomo es de 175 picómetros.

BIBLIOGRAFIAS:

https://es.wikipedia.org/wiki/Carbonoideos

http://grupo4tabla.blogspot.com.co/

http://grupo4tabla.blogspot.com.co/2013/05/imagen-tabla-periodica-grupo-iva-tabla.html

http://materias.fi.uba.ar/6303/TPN8.pdf

https://es.wikipedia.org/wiki/Tabla_peri%C3%B3dica_de_los_elementos

http://www.definicionabc.com/ciencia/tabla-periodica.php

http://deconceptos.com/ciencias-naturales/tabla-periodica

http://www.bbc.com/mundo/noticias-37939454

VIDEOS:

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

https://www.youtube.com/watch?v=LBE0GZ0NolM