GRUPOS 4,5,6,7 DE LA TABLA PERIODICA

INSTITUCIÓN EDUCATIVA EX-ALUMNAS DE LA PRESENTACIÓN

PRACTICA N°1


TRABAJO DE QUÍMICA:


GRUPOS 4,5,6,7 DE LA TABLA PERIODICA


DOCENTE: DIANA FERNANDA JARAMILLO


ALUMNA: SARA ALEJANDRA VELASCO ROCHA


GRADO:11-2


FECHA: 12/02/19


IBAGUE/TOLIMA







INTRODUCCIÓN

La tabla periódica de los elementos es una disposición de los elementos químicos en forma de tabla, ordenados por su número atómico, ​ por su configuración de electrones y sus propiedades químicas. Este ordenamiento muestra tendencias periódicas, como elementos con comportamiento similar en la misma columna. Ya los grupos que lo conforman están representados a través de una columna de la tabla periódica de los elementos. En total hay 18 grupos en la tabla periódica estándar, en los cuales se encuentran los grupos 4,5,6 y 7, que son de los que les vamos hablar hoy.

Los grupos 4,5,6,7 de la tabla periódica están conformados cada uno por un conjunto de elementos químicos, con características y nombres diferentes, que nos permite reconocer y aprender su función en el mundo de la química orgánica e inorgánica.

Este informe se hace con el fin de reconocer cada elemento y saber a que grupo pertenece de la tabla periódica. Identificar sus características y nombres.

MARCO TEÓRICO

Grupo 4: 

Grupo del Carbono

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Grupo IV A

El grupo de carbono es un grupo de la tabla periódica integrado por los elementos: carbono (C), silicio (Si), germanio (Ge), estaño (Sn), plomo (Pb) En la notación moderna de la IUPAC se lo llama Grupo 14. En el campo de la física de los semiconductores, todavía es universalmente llamado Grupo IV.

Características[editar]

Propiedades químicas[editar]

Al igual que otros grupos, los miembros de esta familia poseen similitudes en su configuración electrónica, ya que poseen la misma cantidad de electrones en el último nivel o subnivel de energía. Eso explica las similitudes en sus comportamientos químicos.

Distribución electrónica de los elementos del Grupo IVA

Z	Elemento	Distribución electrónica/valencia
6	Carbono	2, 4
14	Silicio	2, 8, 4
32	Germanio	2, 8, 18, 4
50	Estaño	2, 8, 18, 18, 4
82	Plomo	2, 8, 18, 32, 18, 4

Cada uno de los elementos de este grupo tiene 4 electrones en su capa más externa. En la mayoría de los casos, los elementos comparten sus electrones; la tendencia a perder electrones aumenta a medida que el tamaño del átomo aumenta. El carbono es un no metal que forma iones negativos bajo forma de carburos (4-). El silicio y el germanio son metaloides con número de oxidación +4. El estaño y el plomo son metales que también tienen un estado de oxidación +2. El carbono forma tetrahaluros con los halógenos. El carbono se puede encontrar bajo la forma de tres óxidos: dióxido de carbono (CO₂), monóxido de carbono (CO) y dióxido de tricarbono (C₃O₂).El carbono forma disulfuros y diselenios.¹​

El silicio forma dos hidruros: SiH₄ y Si₂H₆. El silicio forma tetrahaluros de silicio con flúor, cloro e yodo. El silicio también forma un dióxido y un disulfuro.La fórmula química del nitruro de silicio es Si₃N₄.²​

El germanio forma dos hidruros: GeH₄ y Ge₂H₆. El germanio también fomrma tetrahaluros con todos los halógenos, excepto con el astato y forma di dihaluros con todos los halógenos excepto con el bromo y el astato. El Germanio también forma dióxidos, disulfuros y diselenios.

El estaño forma dos hidruros: SnH₄ y Sn₂H₆. El estaño forma tetrahaluros y dihaluros con todos los halógenos menos con el Astato.

El plomo forma hidruros bajo la forma de PbH₄. Forma dihaluros y tetrahaluros con el flúor y con el cloro. También forma tetrabromuros y dihioduros.

Propiedades físicas[editar]

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 estaño es 232°C y para el plomo 328°C.³​

La estructura cristalina del carbono es hexagonal, a altas presiones y temperaturas se encuentra bajo la forma de diamante.

La densidad de los elementos del grupo del carbono tiende a aumentar con el aumento del número atómico. El carbono tiene una densidad de 2,26 g/cm³, la densidad del silicio es de 2,33 g/cm³ y la densidad del germanio es de 5,32 g/cm³. El estaño tiene una densidad de 7,26 g/cm³ mientras que la del plomo es de 11,3 g/cm³.³​

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.³​

Alótropos[editar]

El carbono posee varios alótropos. El más común es el grafito, que es el carbono en forma de hojas apiladas. Otra forma de carbono es el diamante. Una tercera forma alotrópica del carbono es el fullereno, que tiene la forma de láminas de átomos de carbono dobladas que forman una esfera. Un cuarto alótropo del carbono, descubierto en 2003, se llama grafeno, y está en forma de una capa de átomos de carbono dispuestos en forma similar a la de un panal.⁴​⁵​

El silicio tiene dos alótropos, el amorfo y el cristalino. El alótropo amorfo es un polvo marrón, mientras que el alótropo cristalino es gris y tiene un brillo metálico.⁶​

El estaño tiene dos alótropos: α-estaño, también conocido como estaño gris, y β-estaño. El estaño se encuentra típicamente en la forma β-estaño. Sin embargo a presión normal el β-estaño se convierte a α-estaño, pasando de un metal plateado a un polvo gris, a temperaturas inferiores a los 56º Fahrenheit. Esto puede hacer que los objetos de estaño a temperaturas bajas se desmoronen en un proceso conocido como "la pudrición del estaño".

Núcleo atómico[editar]

Al menos dos de los elementos del grupo IV (estaño y plomo) tienen núcleo mágicos, lo que significa que estos elementos son más comunes y más estables que los elementos metálicos que no tiene un núcleo mágico.

Isótopos[editar]

Existen 15 isótopos conocidos de carbono. De ellos, tres son de origen natural. El más común de todos ellos es el carbono-12 estable, seguido por el carbono-13 estable.³​ El carbono-14 es un isótopo radiactivo natural con una vida media de 5.730 años.

Se han descubierto 23 isótopos de silicio, cinco de ellos son de origen natural. El más común es de silicio-28 estable, seguido de silicio-29 estable y estable de silicio-30. Silicio-32 es un isótopo radiactivo que se produce naturalmente como un resultado de la desintegración radiactiva de los actínidos. Silicio-34 también se produce de forma natural como resultado de la desintegración radiactiva de los actínidos.

Hasta el momento se han descubierto 32 isótopos de Germanio, cinco de ellos son de origen natural. El más común es el isótopo estable de germanio-74, seguido por el isótopo estable de germanio-72, el isótopo estable de germanio-70, y el isótopo estable de germanio-73. El isótopo de germanio-76 es un radioisótopo.

Se han descubierto 40 isótopos de estaño, 14 de ellos se producen en la naturaleza. El más común es el isótopo estable estaño-120, seguido por el isótopo estable estaño-118, el isótopo estable estaño-116, el isótopo estable estaño-119, el isótopo estable estaño-117, el radioisótopo estaño-124, el isótopo estable estaño-122m el isótopo estable estaño-112 y el isótopo estable estaño-114. El estaño también tiene cuatro radioisótopos que se producen como resultado de la desintegración radiactiva de uranio. Estos isótopos son el estaño-121, estaño-123, estaño-125, y el estaño-126.

Se han descubierto 38 isótopos de plomo, 9 de ellos son de origen natural. El isótopo más común es el radioisótopo plomo-208, seguido por el plomo-206, el radioisótopo plomo-207, y el radioisótopo plomo-204. Cuatro isótopos de plomo se producen a partir de la desintegración radiactiva del uranio y el torio. Estos isótopos son el plomo-209, el plomo-210, el plomo-211 y plomo-212.

Boro ← Carbono → Nitrógeno
6 C
Tabla completa • Tabla ampliada
Negro (grafito) Incoloro (diamante)
Información general
Nombre, símbolo, número	Carbono, C, 6
Serie química	No metales
Grupo, período, bloque	14, 2, p
Masa atómica	12,0111 u
Configuración electrónica	[He]2s22p2
Dureza Mohs	1-2 (grafito) 10 (diamante)
Electrones por nivel	2, 4 (imagen)
Propiedades atómicas
Radio medio	70 pm
Electronegatividad	2,55 (escala de Pauling)
Radio atómico(calc)	67 pm (radio de Bohr)
Radio covalente	77 pm
Radio de van der Waals	170 pm
Estado(s) de oxidación	4, 2
Óxido	Ácido débil
1.ª Energía de ionización	1086,5 kJ/mol
2.ª Energía de ionización	2352,6 kJ/mol
3.ª Energía de ionización	4620,5 kJ/mol
4.ª Energía de ionización	6222,7 kJ/mol
5.ª Energía de ionización	37 831,1 kJ/mol
6.ª Energía de ionización	47 277,1 kJ/mol
Propiedades físicas
Estado ordinario	Sólido (no magnético)
Densidad	2267 kg/m3
Punto de fusión	Diamante: 3823 K Grafito: 3800 K
Punto de ebullición	Grafito: 5100 K
Entalpía de vaporización	Grafito; sublima: 711 K kJ/mol
Entalpía de fusión	Grafito; sublima: 105 K kJ/mol
Varios
Estructura cristalina	hexagonal
N° CAS	7444-04-0
N° EINECS	231-153-3
Calor específico	710 J/(K·kg)
Conductividad eléctrica	61×103 S/m
Conductividad térmica	129 W/(K·m)
Velocidad del sonido	Diamante: 18.350 m/s a 293,15 K (20 °C)
Isótopos más estables
Artículo principal: Isótopos del carbono
iso AN Periodo MD Ed PD MeV 12C 98,9 % Estable con 6 neutrones 13C 1,1 % Estable con 7 neutrones 14C trazas 5730 años β– 0,156 14N
Valores en el SI y condiciones normales de presión y temperatura, salvo que se indique lo contrario.

Aluminio ← Silicio → Fósforo
14 Si
Tabla completa • Tabla ampliada
Gris oscuro azulado
Información general
Nombre, símbolo, número	Silicio, Si, 14
Serie química	Metaloides
Grupo, período, bloque	14, 3, p
Masa atómica	28,085 u
Configuración electrónica	[Ne]3s2 3p2
Dureza Mohs	6,5
Electrones por nivel	2, 8, 4 (imagen)
Propiedades atómicas
Radio medio	120 pm
Electronegatividad	1,9 (escala de Pauling)
Radio atómico (calc)	111 pm (radio de Bohr)
Radio covalente	111 pm
Radio de van der Waals	210 pm
Estado(s) de oxidación	4
Óxido	Anfótero
1.ª Energía de ionización	786,5 kJ/mol
2.ª Energía de ionización	1577,1 kJ/mol
3.ª Energía de ionización	3231,6 kJ/mol
4.ª Energía de ionización	4355,5 kJ/mol
5.ª Energía de ionización	16091 kJ/mol
6.ª Energía de ionización	19805 kJ/mol
7.ª Energía de ionización	23780 kJ/mol
8.ª Energía de ionización	29287 kJ/mol
9.ª Energía de ionización	33878 kJ/mol
10.ª Energía de ionización	38726 kJ/mol
Propiedades físicas
Estado ordinario	Sólido (no magnético)
Densidad	2330 kg/m3
Punto de fusión	1687 K (1414 ℃)
Punto de ebullición	3173 K (2900 ℃)
Entalpía de vaporización	384,22 kJ/mol
Entalpía de fusión	50,55 kJ/mol
Presión de vapor	4,77 Pa a 1683 K
Varios
Estructura cristalina	Diamante
N° CAS	7440-21-3
N° EINECS	231-130-8
Calor específico	700 J/(K·kg)
Conductividad eléctrica	4.35•10-4 S/m
Conductividad térmica	148 W/(K·m)
Velocidad del sonido	8433 m/s a 293,15 K(20 °C)
Isótopos más estables
Artículo principal: Isótopos del silicio
iso AN Periodo MD Ed PD MeV 28Si 92,23 % Estable con 14 neutrones 29Si 4,67 % Estable con 15 neutrones 30Si 3,1 % Estable con 16 neutrones 32Si Sintético 132 a β- 0,224 32P
Valores en el SI y condiciones normales de presión y temperatura, salvo que se indique lo contrario.

Galio ← Germanio → Arsénico
32 Ge
Tabla completa • Tabla ampliada
Blanco grisáceo
Información general
Nombre, símbolo, número	Germanio, Ge, 32
Serie química	Metaloides
Grupo, período, bloque	14, 4, p
Masa atómica	72,64 u
Configuración electrónica	[Ar]3d10 4s2 4p2
Dureza Mohs	6
Electrones por nivel	2, 8, 18, 4 (imagen)
Propiedades atómicas
Radio medio	125 pm
Electronegatividad	2,01 (escala de Pauling)
Radio atómico (calc)	125 pm (radio de Bohr)
Radio covalente	122 pm
Radio de van der Waals	Sin datos pm
Estado(s) de oxidación	4, 3, 2, 1, 0, -1, -2, -3, -4
Óxido	Anfótero
1.ª Energía de ionización	762 kJ/mol
2.ª Energía de ionización	1537,5 kJ/mol
3.ª Energía de ionización	3302,1 kJ/mol
4.ª Energía de ionización	4411 kJ/mol
5.ª Energía de ionización	9020 kJ/mol
Propiedades físicas
Estado ordinario	Sólido
Densidad	5323 kg/m3
Punto de fusión	1211,4 K (938 ℃)
Punto de ebullición	3093 K (2820 ℃)
Entalpía de vaporización	330,9 kJ/mol
Entalpía de fusión	36,94 kJ/mol
Presión de vapor	0,0000746 Pa a 1210 K
Varios
Estructura cristalina	Cúbica centrada en las caras
N° CAS	7440-56-4
N° EINECS	231-164-3
Calor específico	320 J/(K·kg)
Conductividad eléctrica	1,45 S/m
Conductividad térmica	59,9 W/(K·m)
Velocidad del sonido	5400 m/s a 293,15 K(20 °C)
Isótopos más estables
Artículo principal: Isótopos del germanio
iso AN Periodo MD Ed PD MeV 68Ge Sintético 270,8 d ε - 68Ga 70Ge 21,23% Estable con 38 neutrones 71Ge Sintético 11,26 d ε - 71Ga 72Ge 27,66%% Estable con 40 neutrones 73Ge 7,73% Estable con 41 neutrones 74Ge 35,94% Estable con 42 neutrones 76Ge 7,44% 1,78 × 1021 a β- - 76Se
Valores en el SI y condiciones normales de presión y temperatura, salvo que se indique lo contrario.
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Indio ← Estaño → Antimonio
50 Sn
Tabla completa • Tabla ampliada
Gris plateado brillante
Información general
Nombre, símbolo, número	Estaño, Sn, 50
Serie química	Metales del bloque p
Grupo, período, bloque	14, 5, p
Masa atómica	118,710 u
Configuración electrónica	[Kr]4d10 5s2 5p2
Dureza Mohs	1,5
Electrones por nivel	2, 8, 18, 18, 4 (imagen)
Propiedades atómicas
Radio medio	145 pm
Electronegatividad	1,96 (escala de Pauling)
Radio atómico (calc)	145 pm (radio de Bohr)
Radio covalente	180 pm
Radio de van der Waals	217 pm
Estado(s) de oxidación	4,2
Óxido	Anfótero
1.ª Energía de ionización	708,6 kJ/mol
2.ª Energía de ionización	1411,8 kJ/mol
3.ª Energía de ionización	2943,0 kJ/mol
4.ª Energía de ionización	3930,3 kJ/mol
5.ª Energía de ionización	7456 kJ/mol
Propiedades físicas
Estado ordinario	Sólido
Densidad	7365 kg/m3
Punto de fusión	505,08 K (232 ℃)
Punto de ebullición	2875 K (2602 ℃)
Entalpía de vaporización	295,8 kJ/mol
Entalpía de fusión	7,029 kJ/mol
Presión de vapor	5,78·10-21 Pa a 505 K
Varios
Estructura cristalina	Tetragonal
N° CAS	7440-31-5
N° EINECS	231-141-8
Calor específico	228 J/(K·kg)
Conductividad eléctrica	9,17·106 S/m
Conductividad térmica	66,6 W/(K·m)
Velocidad del sonido	2500 m/s a 293,15 K(20 °C)
Isótopos más estables
Artículo principal: Isótopos del estaño
iso AN Periodo MD Ed PD MeV 112Sn 0,97 % Estable con 62 neutrones 114Sn 0,66 % Estable con 64 neutrones 115Sn 0,34 % Estable con 65 neutrones 116Sn 14,54 % Estable con 66 neutrones 117Sn 7,68 % Estable con 67 neutrones 118Sn 24,22 % Estable con 68 neutrones 119Sn 8,59 % Estable con 69 neutrones 120Sn 32,58 % Estable con 70 neutrones 122Sn 4,63 % Estable con 72 neutrones 124Sn 5,79 % Estable con 74 neutrones 126Sn Sintético ~1 × 105años β- 0,380 126Sb
Valores en el SI y condiciones normales de presión y temperatura, salvo que se indique lo contrario.

Talio ← Plomo → Bismuto
82 Pb
Tabla completa • Tabla ampliada
gris azulado
Información general
Nombre, símbolo, número	Plomo, Pb, 82
Serie química	Metales del bloque p
Grupo, período, bloque	14, 6, p
Masa atómica	207,2 u
Configuración electrónica	[Xe]6s2 4f14 5d10 6p2
Dureza Mohs	1,5
Electrones por nivel	2, 8, 18, 32, 18, 4 (imagen)
Propiedades atómicas
Radio medio	180 pm
Electronegatividad	2,33 (escala de Pauling)
Radio atómico (calc)	154 pm (radio de Bohr)
Radio covalente	147 pm
Radio de van der Waals	202 pm
Estado(s) de oxidación	4, 2 (anfótero)
1.ª Energía de ionización	715,6 kJ/mol
2.ª Energía de ionización	1450,5 kJ/mol
3.ª Energía de ionización	3081,5 kJ/mol
4.ª Energía de ionización	4083 kJ/mol
5.ª Energía de ionización	6640 kJ/mol
Propiedades físicas
Estado ordinario	Sólido
Densidad	11340 kg/m3
Punto de fusión	600,61 K (327 ℃)
Punto de ebullición	2022 K (1749 ℃)
Entalpía de vaporización	177,7 kJ/mol
Entalpía de fusión	4,799 kJ/mol
Presión de vapor	4,21 × 10-7 Pa a 600 K
Temperatura crítica	7,196 K (-266 ℃)
Módulo de compresibilidad	46 GPa
Varios
Estructura cristalina	Cúbica centrada en las caras
N° CAS	7439-92-1
Calor específico	129 J/(K·kg)
Conductividad eléctrica	4,81 × 106 S/m
Conductividad térmica	35,3 W/(K·m)
Módulo elástico	16 GPa
Módulo de cizalladura	5.6 GPa
Coeficiente de Poisson	0.44
Velocidad del sonido	1260 m/s a 293,15 K(20 °C)
Isótopos más estables
Artículo principal: Isótopos del plomo
iso AN Periodo MD Ed PD MeV 204Pb 1,4 % >1.4×1017años α 2,186 200Hg 205Pb Sintético 1.53×107años ε 0,051 205Tl 206Pb 24,1 % Estable con 124 neutrones 207Pb 22,1 % Estable con 125 neutrones 208Pb 52,4 % Estable con 126 neutrones 210Pb trazas 22,3 años α β 3,792 0,064 206Hg 210Bi
Valores en el SI y condiciones normales de presión y temperatura, salvo que se indique lo contrario.

GRUPO 5:

GRUPO V

El grupo del nitrógeno está compuesto por los elementos químicos del grupo 15 de la tabla periódica, que son: nitrógeno (N), fósforo (P), arsénico (As), antimonio(Sb), bismuto (Bi) y el elemento sintético moscovio (Mc), cuyo descubrimiento ya ha sido confirmado.

Los elementos que componen a la familia del nitrógeno o nitrogenoides son:

1.    Nitrógeno (N)

2.    Fósforo (P)

3.    Arsénico (As)

4.    Antimonio (Sb)

5.    Bismuto (Bi)

6.    Mmoscovium

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.

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.

(El grupo del nitrógeno está compuesto por los elementos químicos del grupo 15 de la tabla periódica)

https://es.m.wikipedia.org/wiki/Grupo_del_nitr%C3%B3geno

NITROGENO

El  nitrógeno es un elemento químico de número atómico 7, símbolo N, su peso atómico es de 14,006 y que en condiciones normales forma un gas diatómico, Es un no metal (nitrógeno diatómico o molecular) que constituye del orden del 78 % del aire atmosférico.1​ En ocasiones es llamado ázoe (antiguamente se usó también Az como símbolo del nitrógeno).

COMPOSICIÓN QUÍMICA

• Peso atómico: 14,0067
• Número atómico: 7
• Símbolo: N
• Punto de fusión: -210º C
• Punto de ebullición: -195,79º C
• Densidad: 1,25046 por litro.

ESTRUCTURA

• El nitrógeno se compone de dos tipos de isótopos: N14 y N15. Además se pueden encontrar otros tipos de isótopos de origen radiactivo como el N12, N13, N16 y N17.
• en estado líquido o sólido es preciso manejarlo con especial cuidado.

APLICACIÓN

La aplicación comercial más importante del nitrógeno diatómico es la obtención de amoníaco por el proceso de Haber. El amoníaco se emplea con posterioridad en la fabricación de fertilizantes y ácido nítrico.

Las sales del ácido nítrico incluyen importantes compuestos como el nitrato de potasio (nitro o salitre empleado en la fabricación de pólvora) y el nitrato de amonio fertilizante.

Los compuestos orgánicos de nitrógeno como la nitroglicerina y el trinitrotolueno son a menudo explosivos. La hidracina y sus derivados se usan como combustible en cohetes.

El ciclo de este elemento es bastante más complejo que el del carbono, dado que está presente en la atmósfera no solo como N2 (78 %) sino también en una gran diversidad de compuestos. Se puede encontrar principalmente como N2O, NO y NO2, los llamados NOx. También forma otras combinaciones con oxígeno tales como N2O3 y N2O5 (anhídridos), "precursores" de los ácidos nitroso y nítrico. Con hidrógeno forma amoníaco (NH3), compuesto gaseoso en condiciones normales.

Al ser un gas poco reactivo, el nitrógeno se emplea industrialmente para crear atmósferas protectoras y como gas criogénico para obtener temperaturas del orden de 78K de forma sencilla y económica. Inclusive se utiliza para inflar los neumáticos en los trenes de aterrizaje de los aviones, evitando condensación de agua a grandes alturas o su combustión al aterrizar.

ENLACES

Un enlace carbono-nitrógeno es un enlace covalente entre carbono y nitrógeno y uno de los más abundantes en la química orgánica y la bioquímica.​

Etimología

Se considera que el nitrógeno (del latín nitrum -i, a su vez del griego νίτρον, "nitro" -nombre que históricamente se ha usado en forma vaga para referirse a diversos compuestos de sodio y de potasio que contienen nitrógeno-, y -geno, de la raíz griega γεν-, "generar"; es decir, "que genera salitre"3​) fue descubierto formalmente por Daniel Rutherford en 1772, al dar a conocer algunas de sus propiedades (lo llamó "aire flogisticado", en función de lo que observó en su experimento de ese año4​). Sin embargo, por la misma época también se dedicaron a su estudio Carl Wilhelm Scheele, quien lo aisló, Henry Cavendish y Joseph Priestley.

El nitrógeno es un gas tan inerte que Antoine Lavoisier se refería a él con el nombre azote (del griego ázoe, que significa "sin vida"5​6​ (o tal vez lo llamó así por no ser apto para respirar7​). Se clasificó entre los gases permanentes, sobre todo desde que Michael Faraday no consiguió verlo líquido a 50 atmósferas (atm) y –110 °C hasta los experimentos de Raoul Pictet y Louis Paul Cailletet, quienes en 1877 consiguieron licuarlo.

Los compuestos de nitrógeno ya se conocían en la Edad Media; así, los alquimistas llamaban aqua fortis al ácido nítrico y aqua regia (agua regia) a la mezcla de ácido nítrico y ácido clorhídrico, mezcla conocida por su capacidad para disolver el oro y el platino.

ABUNDANCIA Y OBTENCIÓN

El nitrógeno es el componente principal de la atmósfera terrestre (78,1 % en volumen) y se obtiene para usos industriales de la destilación del aire líquido. Está presente también en los restos de animales, por ejemplo el guano, usualmente en la forma de urea, ácido úrico y compuestos de ambos. Por deficiencia causa falta de relajación de los músculos, problemas en el sistema cardiovascular, en el nervioso central y periférico.

También ocupa el 3 % de la composición elemental del cuerpo humano.

Se han observado compuestos que contienen nitrógeno en el espacio exterior y el isótopo Nitrógeno-14 se crea en los procesos de fusión nuclear de las estrellas. Se obtiene de Haizea

COMPUESTOS

Con el hidrógeno forma el amoníaco (NH3), los nitritos (NO2), los nitratos (NO3), los ácidos nítricos (HNO3), la hidracina (N2H4) y el aziduro de hidrógeno (N3H, también conocido como azida de hidrógeno o ácido hidrazoico). El amoníaco líquido, anfótero como el agua, actúa como una base en una disolución acuosa, formando iones amonio (NH4+), y se comporta como un ácido en ausencia de agua, cediendo un protón a una base y dando lugar al anión amida (NH2). Se conocen largas cadenas y compuestos cíclicos de nitrógeno, pero son muy inestables.

Con los halógenos forma: NF3, NF2Cl, NFCl2, NCl3, NBr3.6 NH3, NI3.6 NH3, N2F4, N2F2 (cis y trans), N3F, N3Cl, N3Br y N3I.

Con el oxígeno forma varios óxidos que ya hemos nombrado: el nitroso o gas de la risa, el nítrico y el dióxido de nitrógeno. Son producto de procesos de combustión contribuyendo a la aparición de episodios contaminantes de smog fotoquímico. Otros óxidos son el trióxido de dinitrógeno (N2O3) y el pentóxido de dinitrógeno (N2O5), ambos muy inestables y explosivos.

Ciclo del nitrógeno

El nitrógeno es un componente esencial de los aminoácidos y los ácidos nucleicos, vitales para los seres vivos. De todos los nutrientes minerales, el nitrógeno es el que mayor efecto tiene en el crecimiento de las plantas y, por lo tanto, en la productividad primaria de los ecosistemas, lo que afecta a su  vez a todos los organismos que dependen de ellas:8​ el aumento en el rendimiento de las cosechas a partir de que se comenzaron a utilizar fertilizantes nitrogenados en el siglo XIX lo demuestra.9​ A pesar de la gran cantidad de nitrógeno atmosférico, este elemento es limitante: pocos organismos pueden asimilarlo en esta forma. Las plantas solamente pueden asimilarlo eficientemente forma de iones amonio (NH4+) o nitrato (NO3-), aunque también pueden absorber pequeñas cantidades de aminoácidos y urea.10​

Algunas plantas han establecido relaciones simbióticas con hongos y procationtes capaces de reducir el nitrógeno atmosférico a amonio, a cambio de lo cual reciben moléculas energéticas de la planta hospedera. El nitrógeno reducido es así incorporado a la cadena trófica (véase también el ciclo del nitrógeno). Quizás el caso más conocido sea el de las bacterias del género Rhizobium con las leguminosas, pero también existen asociaciones con bacterias del género Frankia e inclusive algunas cianobacterias. Finalmente, también algunos hongos, llamados ectomicorrízicos, extienden sus filamentos más allá del alcance de las raíces, formando micorrizas que hacen más eficiente la absorción de nitritos, nitratos y amoniodel suelo en ambientes limitantes.11​

Isótopos

Existen dos isótopos estables del nitrógeno, N-14 y N-15, siendo el primero —que se produce en el ciclo carbono-nitrógeno de las estrellas— el más común sin lugar a dudas (99,634 %). De los diez isótopos que se han sintetizado, uno tiene un periodo de semidesintegración de nueve minutos (el N-13), y el resto de segundos o menos.

Las reacciones biológicas de nitrificación y desnitrificación influyen de manera determinante en la dinámica del nitrógeno en el suelo, casi siempre produciendo un enriquecimiento en N-15 del sustrato.

Precauciones

Los fertilizantes nitrogenados son una importante fuente de contaminación del suelo y de las aguas. Los compuestos que contienen iones de cianuro forman sales extremadamente tóxicas y son mortales para numerosos animales, entre ellos los mamíferos.

Efectos del nitrógeno sobre la salud

Las moléculas de nitrógeno, en estado natural, se encuentran principalmente en el aire. En el agua y en los suelos el nitrógeno puede ser encontrado compuesto, en forma de nitratos y nitritos.

Los humanos han cambiado radicalmente las proporciones naturales de nitratos y nitritos, mayormente debido a la aplicación de estiércoles que contienen nitrato. El nitrógeno es emitido en grandes cantidades por las industrias. A lo largo de la historia, se nota un incremento de la presencia de nitratos y nitritos en el suelo y en el agua como consecuencia de reacciones que tienen lugar en el ciclo del nitrógeno. Esto se refleja en un incremento de la concentración de nitrógeno en las fuentes utilizadas para consumo humano, y por ende también en el agua potable.

Los nitratos y nitritos son conocidos por causar varios efectos sobre la salud humana. Estos son los efectos más comunes:12​

Tiene reacciones con la hemoglobina en la sangre, causando una disminución en la capacidad de transporte de oxígeno por la sangre. (nitrito)

Provoca la disminución del funcionamiento de la glándula tiroidea. (nitrato)

Ocasiona un bajo almacenamiento de la vitamina A. (nitrato)

Favorece la producción de nitrosaminas, las cuales son conocidas como una de las causas más comunes de cáncer. (nitratos y nitritos)

Desde un punto de vista metabólico, el óxido de nitrógeno (NO) es mucho más importante que el nitrógeno. En 1987, Salvador Moncada descubrió que éste era un mensajero vital del cuerpo para la relajación de los músculos, y hoy se sabe que está involucrado en el sistema cardiovascular, el sistema inmunitario, el sistema nervioso central y el sistema nervioso periférico. La enzima que produce el óxido nítrico, la óxido-nítrico sintasa, es abundante en el cerebro.13​

Aunque el óxido nítrico tiene una vida relativamente corta, se puede difundir a través de las membranas para llevar a cabo sus funciones. En 1991, un equipo encabezado por K.-E. Anderson del hospital universitario de Lund, Suecia, demostró que el óxido nítrico activa la erección por medio de la relajación del músculo que controla el flujo de sangre en el pene. La droga Viagra trabaja liberando óxido nítrico para producir el mismo efecto.14​

ü  www.boeing.com.

ü  química. Alianza Editorial (El Libro de Bolsillo).

ü  WebElements.com

ü  https://es.slideshare.net/jebicasanova/propiedades-metales-nometales-metaloides 

ü   https://www.lenntech.es/periodica/elementos/n.htm#ixzz5duvCForM

ü  http://www.quimicaweb.net/tablaperiodica/paginas/grupoVA.htm

ü  https://www.fullquimica.com/2011/11/tabla-periodica-grupo-va-nitrogenoides.html

ü  https://www.ecured.cu/Nitr%C3%B3geno

ü  https://www.caracteristicas.co/nitrogeno/

ü  https://www.ejemplode.com/38-quimica/3128-nitrogeno.html

FÓSFORO

El fósforo es un elemento químico de número atómico 15 y símbolo P. El nombre proviene del griego φώς [fos] ‘luz’ y φόρος [foros] ‘portador’. Es un no metal multivalente perteneciente al grupo del nitrógeno (Grupo 15 (VA): nitrogenoideos) que se encuentra en la naturaleza combinado en fosfatos inorgánicos y en organismos vivos pero nunca en estado nativo. Es muy reactivo y se oxida espontáneamente en contacto con el oxígeno atmosférico emitiendo luz.

El fósforo como molécula de Pi («fosfato inorgánico»), forma parte de las moléculas de ADN y ARN, las células lo utilizan para almacenar y transportar la energía mediante el adenosín trifosfato (ATP). Además, la adición y eliminación de grupos fosfato a las proteínas, fosforilación y desfosforilación, respectivamente, es el mecanismo principal para regular la actividad de proteínas intracelulares, y de ese modo el metabolismo de las células eucariotas tales como los espermatozoides.

Es un ciclo sedimentario, su reservorio es la corteza terrestre. El elemento se almacena en rocas fosfatadas y a medida que estas son erosionadas se van liberando compuestos fosfatados hacia el suelo y el agua. Luego son absorbidos por las plantas, a través de las raíces, incorporándose a los componentes vivos del sistema, a medida que pasan por los distintos niveles tróficos. Una vez que los organismos (plantas o animales) mueren, se descomponen y se libera el fósforo contenido en la materia orgánica.

Características principales

La principal función del fósforo es la formación de huesos y dientes.

El fósforo es un componente esencial de los organismos.

Forma parte de los ácidos nucleicos (ADN y ARN).

Forma parte de los huesos y dientes de los animales.

En las plantas en una porción de 0,2 % y en los animales hasta el 1 % de su masa es fósforo.

El fósforo común es un sólido.

De color blanco, pero puro es incoloro.

Un característico olor desagradable.

Es un no metal.

Emite luz por fosforescencia.

Existen varias formas alotrópicas del fósforo, siendo las más comunes el fósforo blanco y el rojo; ambos forman estructuras tetraédricas de cuatro átomos. El fósforo blanco, extremadamente tóxico e inflamable presenta dos formas, alfa y beta, con una temperatura de transición de −3,8 °C; expuesto a la luz solar o al calor (300 °C) se transforma en fósforo rojo en reacción exotérmica. Éste es más estable y menos volátil y tóxico que el blanco y es el que se encuentra normalmente en los laboratorios y con el que se fabrican las cerillas. El fósforo negro presenta una estructura similar al grafito y conduce la electricidad, es el más denso que los otros dos estados y no se inflama.

Función biológica

Los compuestos del fósforo intervienen en funciones vitales para los seres vivos, por lo que está considerado como un elemento químico esencial, aunque recientes experimentos apuntan que algunas formas de vida pudieran sustituirlo por arsénico. Forma parte de la molécula de Pi («fosfato inorgánico»), así como de las moléculas de ADN y ARN y de los fosfolípidos en las membranas lipídicas. Las células lo utilizan para almacenar y transportar la energía mediante el adenosín trifosfato. Además, la adición y eliminación de grupos fosfato a las proteínas, fosforilación y desfosforilación, respectivamente, es el mecanismo principal para regular la actividad de proteínas intracelulares, y de ese modo el metabolismo de las células eucariotas tales como los espermatozoides.

Historia

El fósforo —del latín phosphŏrus, y éste del griego φωσφόρος, portador de luz— antiguo nombre del planeta Venus, fue descubierto por el alquimista alemán Hennig Brand en 1669 en Hamburgo al destilar una mezcla de orina y arena (utilizó 50 cubos) mientras buscaba la piedra filosofal; al evaporar la urea obtuvo un material blanco que brillaba en la oscuridad y ardía con una llama brillante; desde entonces, las sustancias que brillan en la oscuridad sin emitir calor se las llama fosforescentes. Brand mantuvo su descubrimiento en secreto pero otro alquimista alemán, Kunckel, lo redescubrió en 1677 y enseñó a Boyle la forma de producirlo y aplicarlo.

Abundancia y obtención

Debido a su reactividad, el fósforo no se encuentra nativo en la naturaleza, pero forma parte de numerosos minerales. La apatita es una importante fuente de fósforo, existiendo importantes yacimientos en Marruecos, Rusia, Estados Unidos y otros países.

La forma alotrópica blanca se puede obtener por distintos procedimientos; en uno de ellos, el fosfato tricálcico, obtenido de las rocas, se calienta en un horno a 1450 °C en presencia de sílice y carbono reduciendo el fósforo que se libera en forma de vapor.

Precauciones

El fósforo blanco es extremadamente venenoso —una dosis de 50 mg puede ser fatal— y muy inflamable por lo que se debe almacenar sumergido en aceite o agua para evitar su contacto con el oxígeno. El contacto con el mismo provoca combustión inmediata y violenta. Provoca quemaduras si entra en contacto con la piel. La exposición continua al fósforo provoca la necrosis de la mandíbula.

El fósforo rojo no se inflama espontáneamente en presencia de aire y no es tóxico, pero debe manejarse con precaución ya que puede producirse la transformación en fósforo blanco y la emisión de vapores tóxicos al calentarse.

Véase también

Fósforo rojo

Fósforo blanco

Fosfano

Fósforo negro

Fósforo (utensilio)

§  https://www.lenntech.es/periodica/elementos/p.htm

§  https://www.ecured.cu/F%C3%B3sforo_(sustancia)

§  https://medlineplus.gov/spanish/ency/article/002424.htm

• Enciclopedia Libre.
• Fósforo, descripción.
• WebElements.com - fósforo.
• EnvironmentalChemistry.com - fósforo.
• Technische Universität Darmstadt y CEEP - recuperación de fósforo.
• https://es.wikipedia.org/w/index.php?title=Fósforo&oldid=113715639

ARSÉNICO

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, sin embargo, no se conoce con precisión, la función biológica.1​2​3​ La ingesta diaria de 12 a 15 μg puede consumirse sin problemas en la dieta diaria de carnes, pescados, vegetales y cereales, siendo los peces y crustáceos los que más contenido de arsénico presentan.

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 ambiente a través de una combinación de procesos como:

ü  Naturales; la meteorización, actividad biológica, emisiones volcánicas

ü  Antropogénicos; la actividad minera, uso de combustibles fósiles, uso de pesticidas, herbicidas, etc.

Características principales

Arsénico puro gris metálico.

El arsénico se presenta en tres estados alotrópicos, gris o metálico, amarillo y negro.4​ 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.5​

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/cm³.6​ 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 arsina 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.7​ 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 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.6​

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

Aplicaciones

Preservante de la madera (arseniato de plomo y cromo), uso que representa, según algunas estimaciones, cerca del 70 % del consumo mundial de arsénico.

El arseniuro de galio es un importante material semiconductor empleado en circuitos integrados más rápidos, y caros, que los de silicio. También se usa en la construcción de diodos láser y LED.

Aditivo en aleaciones de plomo y latones.

Insecticida (arseniato de plomo), herbicidas (arsenito de sodio) y venenos: a principios del siglo XX se usaban compuestos inorgánicos pero su uso ha desaparecido prácticamente en beneficio de compuestos orgánicos (derivados metílicos). Sin embargo, esas aplicaciones están declinando.8​

El disulfuro de arsénico se usa como pigmento y en pirotecnia.

Decolorante en la fabricación del vidrio (trióxido de arsénico).

En desuso

Históricamente el arsénico se ha empleado con fines terapéuticos prácticamente abandonados por la medicina occidental6​ aunque recientemente se ha renovado el interés por su uso como demuestra el caso del trióxido de arsénico para el tratamiento de pacientes con leucemia promielocítica aguda.9​

Como elemento fertilizante en forma de mineral primario rico, para la agricultura.

A lo largo de la historia el arsénico y sus compuestos han sido utilizados con fines homicidas, fundamentalmente en forma de anhídrido arsenioso (polvo blanco, insípido e inodoro llamado rey de los venenos).

Elaboración de insecticidas, herbicidas, raticidas, fungicidas, etc, aunque cada vez se utiliza menos con estos fines.

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.4​ 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.

Historia

Símbolo alquímico del arsénico.

El arsénico (del griego άρσενιχόν, oropimente) se conoce desde tiempos remotos, lo mismo que algunos de sus compuestos, especialmente los sulfuros. Dioscórides y Plinio el Viejo (griegos siglo I) conocían las propiedades del oropimente y el rejalgar y Celso Aureliano (romano siglo I), Galeno (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.

Arsénico de origen natural.

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 de 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 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 promovida por las ONG occidentales que han resultado estar contaminados afectando a una población de cientos de miles de personas.13​ También otras regiones geográficas, España incluida, se han visto afectadas por esta problemática.14​

Arsénico en el aire

La presencia de arsénico en el aire puede incidir en la prevalecencia del cáncer de 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

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 As3+ (arsenito) y As5+ (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.15​

Algunos estudios de toxicidad del arsénico indican que muchas de las normas actuales basadas en las guías de la Organización Mundial de la Salud (OMS) señalan concentraciones muy altas y plantean la necesidad de revaluar los valores límites basándose en estudios epidemiológicos.16​

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.

§  www.gapmaps.org.

§  Enciclopedia Libre

§  WebElements.com

§  https://es.wikipedia.org/w/index.php?title=Arsénico&oldid=111835070

§  https://medlineplus.gov/spanish/arsenic.html

§  https://www.atsdr.cdc.gov/es/csem/arsenic/en_donde_se_encuentra.html

§  https://www.cancer.gov/espanol/cancer/causas-prevencion/riesgo/sustancias/arsenico

ANTIMONIO

El antimonio es un elemento químico que forma parte del grupo de los metaloides 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.note 1​ Su principal mena es la estibina.

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 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 elementos como plomo, cobre y plata.1​

Historia

Nadie nace sabiéndolo todo. La humanidad, como conjunto, no es una excepción: desde que empezamos a explorar nuestro entorno en busca de sustancias que nos hicieran la vida más fácil, hemos aprendido a base de prueba y error que algunas de esas cosas no son tan buenas como habíamos pensado en un primer momento.

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.2​3​ 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).

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.5​6​7​

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​8​9​

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 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 armamentístico, ya que este semimetal aumenta mucho la dureza y la fuerza mecánica del plomo y del estaño. Con el desarrollo de la industria 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.

Aplicaciones

El antimonio tiene una creciente importancia en la industria de semiconductores en la producción de diodos, detectores infrarrojos y dispositivos de efecto Hall.10​

Usado en aleaciones, 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.11​

Algunas aplicaciones más específicas:

Algunas aplicaciones más específicas:

bacterías y acumuladores

tipos de imprenta

Recubrimiento de cables

Cojinetes y rodamientos

El antimonio se ha utilizado como un endurecedor para el plomo usado en la munición.

Cantidades pequeñas de antimonio de gran pureza se utilizan en los DVD.

Utilizado en medicina, por sus buenas actitudes expectorantes, eméticas y purgantes.

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 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 los 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 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).

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 se evita 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.

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 leishmaniasis.

Abundancia y obtención

El antimonio se encuentra en la naturaleza en numerosos minerales, aunque es un elemento poco abundante. Pero 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

§  https://es.wikipedia.org/w/index.php?title=Antimonio&oldid=113766219

§  https://www.lenntech.es/periodica/elementos/sb.htm

§  http://www.conec.es/historia/la-curiosa-algo-escatologica-historia-del-antimonio/

§  https://www.euston96.com/antimonio/

§  http://hyperphysics.phy-astr.gsu.edu/hbasees/pertab/sb.html

§  https://camimex.org.mx/index.php/secciones1/sala-de-prensa/uso-de-los-metales/antimonio/

BISMUTO

El bismuto es un elemento químico de la tabla periódica cuyo símbolo es Bi, su número atómico es 83 y se encuentra en el grupo 15 del sistema periódico. Ya era conocido en la antigüedad, pero hasta mediados del siglo XVIII era confundido con el plomo, estaño y zinc. Ocupa el lugar 73 en abundancia entre los elementos de la corteza terrestre (representa el 8,5x10-7 % del peso de la corteza) y es tan escaso como la plata. Los principales depósitos están en Sudamérica, pero en Estados Unidos se obtiene principalmente como subproducto del refinado de los minerales de cobre y plomo.

Es un metal típico desde el punto de vista químico. En compuestos, tiene valencias de +3 (bismuto (III)) o +5 (bismuto (V)), siendo más estables los compuestos de bismuto trivalente. Existen varios nitratos, especialmente el nitrato de bismuto, Bi(NO3)3, o trinitrato de bismuto, y su pentahidrato, Bi(NO3)3•5H 2O, que se descompone en nitrato de bismuto. Éste también se conoce como oxinitrato de bismuto, nitrato de bismutilo, blanco perla y blanco de España, y se emplea en medicina y en cosmética.

El bismuto se expande al solidificarse; esta extraña propiedad lo convierte en un metal idóneo para fundiciones. Algunas de sus aleaciones tienen puntos de fusión inusualmente bajos. Es una de las sustancias más fuertemente diamagnéticas (dificultad para magnetizarse). Es un mal conductor del calor y la electricidad, y puede incrementarse su resistencia eléctrica en un campo magnético, propiedad que lo hace útil en instrumentos para medir la fuerza de estos campos. Es opaco a los rayos X y puede emplearse en fluoroscopia.

HISTORIA

Origen del nombre; De la palabra alemana "bisemutum" que significa "materia blanca", en alusión al color del elemento.

Obtención: Sobre el siglo XIII se confundía con el plomo y el estaño. Claude Geoffrey  demostró, en 1753, que era diferente del plomo. Karl Scheele y Torbern Bergman descubrieron el bismuto como elemento.

El bismuto es uno de los primeros diez metales que fueron descubiertos, ya conocido desde la antigüedad, por lo que a ninguna persona se le atribuye su descubrimiento. El elemento se confundió en los primeros tiempos con el estaño y el plomo, debido a su parecido con esos elementos.Georgius Agricola, en De Natura Fossilium (ca. 1546) afirma que el bismuto es un metal distinto en una familia de metales que incluía al estaño y al plomo, basándose en la observación de sus propiedades físicas.1​ Los mineros en la edad de la alquimia también dieron al bismuto el nombre de tectum argenti, o "plata haciéndose", en el sentido de que la plata estaría todavía en proceso de formación dentro de la Tierra.2​3​4​

A partir de Johann Heinrich Pott en 1738,5​ Carl Wilhelm Scheele y Torbern Olof Bergman, la distinción entre el plomo y el bismuto se hizo evidente, y Claude François Geoffroy demostró en 1753 que este metal era distinto del plomo y del estaño.3​6​7​

El bismuto también era conocido por los incas y fue utilizado (junto con el habitual cobre y estaño) en una aleación de bronce especial para cuchillos.8​

El nombre bismuto es de etimología incierta. Aparece en la década de 1660, a partir de los términos obsoletos alemanes, Bismuth, Wismut o Wissmuth (inicios del siglo XVI); tal vez relacionado con el antiguo alto alemán hwiz ("blanco").9​ El nuevo latín bisemutum (debido a Agricola, que latinizó muchas palabras mineras y técnicas alemanas) es del alemán Wismuth, tal vez del weiße Masse, "masa blanca".10​

Características del bismuto

Cuando es sólido flota sobre su estado líquido, por tener menor densidad en el estado sólido. Esta característica es compartida con el agua, el galio, el ácido acético, el antimonio y el silicio.

En casi todos los compuestos de bismuto aparece en forma trivalente, no obstante, en ocasiones puede ser pentavalente o monovalente. El bismutato de sodio y el pentafluoruro de bismuto son quizá los compuestos más importantes de Bi(V). El primero es un agente oxidante poderoso y el último un agente fluorante útil para compuestos orgánicos.

El átomo de bismuto se sigue considerando popularmente como el más pesado entre los átomos estables, ya que su tiempo de vida es varios millones la edad total del Universo, además de que, en teoría, todos los elementos químicos a partir del niobio están sujetos a fisión espontánea, es decir, todos los elementos con número superior al número 41 teóricamente pueden ser inestables, si bien en el bismuto la desintegración fue observado por estudios franceses en la última década. Es también el elemento no radiactivo monoatómico más pesado que existe.

Cristal de bismuto.

El bismuto es uno de los dos peores conductores térmicos que existen entre todos los metales (junto al manganeso); es también el metal más diamagnético y sus aleaciones aprovechan ambas ventajas en situaciones donde se requiera. No existe de manera natural en el cuerpo humano ni en ninguna forma de vida en general. Se utiliza mucho en medicina, siendo parte de los astringentes recetados para problemas relacionados con el sistema digestivo, diarreas fuertes o irritaciones esofágicas, del colon, duodeno o intestinos.

El bismuto se considera un metal pesado pero es irónicamente muy poco tóxico, prácticamente no agresivo, pese a estar rodeado de metales venenosos y peligrosos para el medioambiente. Sus cristales pueden ser trabajados hasta conseguir resultados de una increíble belleza. Oxidado en el laboratorio se consiguen maclas de iris fascinantes.

«El metal es muy caro teniendo en cuenta su escasez (igual a la del oro) y dificultad para encontrarlo. No parece demasiado importante en ningún sector de la industria o la medicina, pues se usa muy poco.»

Aplicaciones

Sustituto del plomo

La diferencia entre las densidades del plomo (densidad 11.32 g·cm−3) y del bismuto (densidad 9.78 g·cm−3) es lo suficientemente pequeña para que pueda ser utilizado en lugar del plomo en numerosos usos en balística y como balasto. Por ejemplo, puede reemplazar al plomo como material en plomadas para la pesca. Ha sido utilizado como substituto del plomo en munición de perdigones, balines y balas para dispersar multitudes. Los Países Bajos, Dinamarca, Inglaterra, Gales y Estados Unidos y numerosos otros países han prohibido el uso de perdigones de plomo para la caza de aves acuáticas, ya que muchas aves sufrían de envenenamiento por plomo al ingerir material al confundir los perdigones con piedrecillas que ingieren para mejorar el funcionamiento de su sistema digestivo, o incluso han prohibido el uso de plomo en todo tipo de caza como es el caso de los Países Bajos. En estos casos ciertas aleaciones de bismuto-estaño ofrecen una alternativa con propiedades similares al plomo para uso en balística. Sin embargo, dado que el bismuto es muy poco maleable, no es un material adecuado para fabricar balas de caza del tipo expansivas.

Al ser el bismuto un elemento denso con un peso atómico elevado, es utilizado para fabricar escudos de látex impregnados con bismuto para protección de los rayos-X durante exámenes médicos, tales como tomografías computerizadas con rayos X, principalmente porque se le considera un elemento no tóxico.12​

La directiva de la Comunidad Europea sobre la restricción en cuanto al uso de substancias peligrosas que impulsa la reducción en cuanto al uso del plomo, ha ampliado el uso del bismuto en la industria electrónica como uno de los componentes de las soldaduras con bajo punto de fusión, reemplazando a las soldaduras tradicionales a base de plomo-estaño.13​ Su baja toxicidad es especialmente importante para aquellas soldaduras que se utilizan en la fabricación de equipos para procesamiento de alimentos y tuberías de cobre para agua.14​

ESTADOS DE OXIDACIÓN

Bismuto (III)

El catión Bi3+, debido a su moderadamente alta acidez, se encuentra solamente en soluciones altamente ácidas en estado de equilibrio con sus óxidos. El catión Bi3+ es incoloro debido a la estabilidad de su configuración electrónica ([Xe] 6s2) que impide transiciones electrónicas en longitudes de onda del espectro visible.19​

Comportamiento ácido-base

Al aumentar la alcalinidad del medio, el catión nos Bi3+ forma principalmente las especies monohidroxobismuto(III), BiOH2+, y el catión bismutilo, BiO+.19​

Bi3+ + OH- U+21C4.svg Bi(OH)2+

Bi3+ + 2OH- U+21C4.svg BiO+ + H2O

A pH altamente alcalino se produce el hidróxido de bismuto(III), Bi(OH)3, que por deshidratación genera el trióxido de dibismuto, Bi2O3, un sólido de color amarillo.19​

BiO+ + 4OH- U+21C4.svg Bi(OH)3↓ +H2O

2Bi(OH)3 (s) → Bi2O3 (s) + 3H2O

En medios extremadamente alcalinos se forma el anión bismutito, BiO2-.19​

Bi2O3 (s) + 2OH- U+21C4.svg 2BiO2- + H2O

Presencia en compuestos orgánicos

Puede ser hallado formando uniones covalentes en ciertos compuestos orgánicos

• https://es.wikipedia.org/w/index.php?title=Bismuto&oldid=113432445
• https://www.lenntech.es/periodica/elementos/bi.htm
• https://www.ecured.cu/Bismuto
• https://www.rocasyminerales.net/bismuto/
• https://camimex.org.mx/index.php/secciones1/sala-de-prensa/uso-de-los-metales/bismuto/
• https://www.belmontmetals.com/es/categoria-producto/bismuto/
• http://www.quimicaweb.net/tablaperiodica/paginas/bismuto.htm

MOSCOVIO

El moscovio​ (anteriormente llamado unumpentio, Uup) es un elemento sintético de la tabla periódica cuyo símbolo es Mc y su número atómico es 115.4​

Actualmente se conocen cuatro isótopos desde 287Mc hasta 290Mc. Se prevé que el isótopo más estable del moscovio sea el 299Mc, que contiene el número mágico de 184 neutrones. El isótopo con mayor número de neutrones conocido hasta la fecha es el 290Mc, con 175 neutrones. Es muy inestable, con una vida media de milésimas de segundo. Su nombre hace referencia a la provincia de Moscú, región a la que pertenece la ciudad rusa donde se descubrió, Dubná.

HISTORIA

Ø  Descubridor: Equipo del Instituto Nuclear de Dubna.

Ø  Lugar de descubrimiento: Dubna, Rusia.

Ø  Año de descubrimiento: 2004.

Ø  Origen del nombre: Su nombre hace referencia a la provincia de Moscú, región a la que pertenece la ciudad rusa donde se descubrió, Dubna.

Ø  Obtención: Se obtiene mediante bombardeo de americio-243 con calcio-48 para producir iones de cuatro átomos de moscovio.

El 2 de febrero de 2004 se informó en la revista Physical Review C que un equipo integrado por científicos rusos en el Instituto Central de Investigaciones Nucleares en Dubná,5​y los científicos estadounidenses en el Lawrence Livermore National Laboratory hicieron el descubrimiento del moscovio. El equipo informó que bombardearon americio 243 con calcio 48 para producir iones de cuatro átomos de moscovio. Estos átomos se desintegraron por emisión de partículas alfa en nihonio en aproximadamente 100 milisegundos.6​5​7​ En agosto de 2013 otro experimento independiente confirmó el hallazgo del elemento.8​

Otros elementos químicos sintetizados con anterioridad, como los de números atómicos 111 (roentgenio) y 112 (copernicio), tienen una existencia muy breve, de apenas milésimas de segundo, antes de desintegrarse. Esta característica es muy común entre los elementos transuránicos (los que aparecen en la tabla periódica más allá del uranio, cuyo número atómico es 92). Pero, cuando en 1999 se sintetizó el elemento 1149​ (flerovio), se comprobó que es mucho más estable de lo que se pensaba: su vida media es de treinta segundos. A raíz de esto, muchos científicos pensaron que estaban a punto de encontrar la isla de estabilidad,10​es decir, átomos superpesados pero estables durante años. El premio Nobel Glenn Seaborg predijo esta posibilidad en 1991.11​ Calculó que se podría conseguir con algún isótopo de los elementos 114 o 115.12​13​

La clave de la estabilidad radica en que el núcleo del átomo sea lo más esférico posible, algo que, según Seaborg, puede ocurrir si posee al menos 298 nucleones (la suma de los protones y los neutrones). En el caso del experimento realizado recientemente por investigadores suizos, dirigidos por el doctor Heinz Gäggeler, la vida del nuevo átomo fue muy breve: una décima de segundo.14​ Pero eso sólo indica que con el proceso empleado (bombardear un disco de americio con un rayo de iones de calcio) se ha obtenido un isótopo del elemento 115 que no llega a alcanzar la tan esquiva estabilidad.14​ En el centro de investigación nuclear de Dubná (Rusia), donde se ha sintetizado el moscovio, varios equipos internacionales llevan años tratando de obtener nuevos elementos químicos.14​ Allí se descubrió también el elemento 114 y, es muy probable que sea en este centro donde se consiga un isótopo estable de este elemento, aunque expertos astrónomos creen podría conseguirse en estado natural en el universo al igual que otros elementos superpesados.

Por otra parte y aunque parezca sorprendente, ésta no fue la primera vez que se tiene conocimiento de dicho elemento, ya que en noviembre de 1989, Bob Lazar apareció en una entrevista especial con el periodista e investigador George Knapp en la cadena de televisión de Las Vegas KLAS-TV para hablar de diversos asuntos, de los cuales, uno de ellos trataba acerca del descubrimiento y el uso en bases militares estadounidenses del elemento 115, también conocido como Moscovio.14​

El moscovio en la tabla periódica de los elementos

El 5 de diciembre del 2016 la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC) y la Unión Internacional de Física Pura y Aplicada (IUPAP) aprobaron su denominación junto a otros tres elementos como el nihonio, tenesino y oganesón. Además fue agregado a la tabla periódica de los elementos, al igual que los otros tres

Ø  http://www.quimicaweb.net/tablaperiodica/paginas/moscovio.htm

Ø  https://es.wikipedia.org/wiki/Moscovio

Ø  https://www.uv.es/uvweb/master-quimica/es/blog/cuatro-nuevos-elementos-tabla-periodica-ya-tienen-nombre-1285949128883/GasetaRecerca.html?id=1285971958697

GRUPO 6

El grupo de los anfígenos o calcógenos es también llamado familia del oxígeno y es el grupo conocido antiguamente como VI A, y actualmente el grupo 16 (según la IUPAC) en la tabla periódica de los elementos, formado por los siguientes elementos: oxígeno (O), azufre (S), selenio (Se), telurio (Te), polonio (Po) y Livermorio (Lv). El nombre de anfígeno en español deriva de la propiedad de algunos de sus elementos de formar compuestos con carácter ácido o básico.

Aunque todos ellos tienen seis electrones de valencia (última capa s2p4), sus propiedades varían de no metálicas a metálicas en cierto grado, conforme aumenta su número atómico. Los tres primeros elementos, el oxígeno, azufre y selenio son no metales y los dos últimos el telurio y polonio son metaloides.

El oxígeno y el azufre se utilizan abiertamente en la industria y el telurio y el selenio en la fabricación de semiconductores.

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 FÍSICAS

Las propiedades físicas de este grupo varían mucho en cada elemento y el carácter metálico aumenta del selenio al polonio.

El oxígeno en ambientes estándar de presión y temperatura se encuentra formando el dioxígeno, un gas diatómico incoloro, inodoro e insípido con fórmula O2. Otro alótropo importante es el trioxígeno (O3) o como normalmente se le conoce, el ozono. El ozono es un gas de olor picante y habitualmente incoloro, pero en altas concentraciones puede tornarse levemente azulado.

El azufre es un no metal sólido de color amarillo limón que presenta un olor característico. Se presenta en varias formas alotrópicas, por ejemplo en estado sólido se pueden apreciar las variedades rómbica y monoclínica (anillos S8), azufre plástico (cadenas Sn). Por su parte, en estado líquido formando anillos S8 y cadenas de longitud variable y en fase gaseosa formando cicloazufre, que son cadenas Sn (n = 3-10), S2.

El selenio es un metaloide que presenta, al igual que el azufre, varias formas alotrópicas. Primero el selenio rojo coloidal, el cual está compuesto por moléculas Se8. El selenio negro vítreoformado por anillos Sen con n muy grande y variable (forma amorfa) y por último el selenio gris cristalino de estructura hexagonal, la cual es la forma más común y análoga a la del azufre plástico. Este alótropo exhibe aspecto metálico, de hecho es un semimetal y es fotoconductor.

El telurio es un metaloide sólido de color gris plateado similar a la forma alotrópica del selenio gris, pero con un carácter más metálico.

Y finalmente el polonio, el cual es un metaloide altamente radiactivo, con una química equivalente al telurio y al bismuto. Este elemento muestra dos alótropos: el cúbico simple y el romboédrico, en los que cada átomo está directamente rodeado por seis vecinos a distancias iguales (d0=355pm). Ambos alótropos tienen carácter metálico.

PROPIEDADES QUÍMICAS

Los elementos del grupo 16 ostentan algunas propiedades químicas similares, entre estas tenemos:

·         No reaccionan con el agua.

·         No reaccionan con las bases a excepción del azufre.

·         Reaccionan con el ácido nítrico concentrado, excepto el oxígeno.

·         Forman óxidos, sulfuros, seleniuros y telururos con los metales, y dicha estabilidad se ve reducida desde el oxígeno al teluro.

·         Con el oxígeno componen dióxidos que con agua originan oxoácidos. El carácter ácido de los oxoácidos disminuye a medida que se desciende en el grupo.

·         Los calcogenuros de hidrógeno son todos débiles en disolución acuosa y su carácter ácido aumenta a medida que se desciende en el grupo.

·         Las combinaciones hidrogenadas de estos elementos (excepto el agua) son gases tóxicos de olor desagradable.

Oxígeno.

El oxígeno es uno de los elementos más importantes y por tal razón posee una gran cantidad de aplicaciones. Principalmente, es utilizado en medicina como terapia para las personas que tienen dificultad para respirar debido a alguna enfermedad como enfisema o neumonía. El oxígeno gaseoso es venenoso para las bacterias anaeróbicas que producen gangrena (muerte de tejidos orgánicos), por lo que se emplea para eliminarlos. El envenenamiento por monóxido de carbono se trata también con oxígeno gaseoso.

El oxígeno con un alto grado de pureza se emplea en los trajes espaciales para que los astronautas puedan respirar.

De igual manera, es usado en los tanques de buceo, no obstante, se suele combinar con aire normal. Los tanques de oxígeno son también utilizados frecuentemente en aviones y submarinos en caso de emergencias.

Igualmente, el oxígeno puro es usado para garantizar la combustión completa de los productos químicos.

Una gran cantidad del oxígeno producido para aplicaciones comerciales se emplea para convertir el mineral de hierro en acero.

Entre otros usos del oxígeno tenemos:

Para el tratamiento de agua

Cortar y soldar metales

Obtención de polímeros de poliéster y los anticongelantes. Los polímeros se usan para fabricar plástico y telas.

El oxígeno líquido es usado como comburente para el lanzamiento de cohetes espaciales, generalmente empleando RP-1 como combustible, en una mezcla llamada Kerolox.

Azufre.

Es un elemento químico fundamental y un componente principal de los aminoácidos cisteina y metionina y, por lo tanto, indispensable para la síntesis de proteínas presentes en todos los organismos vivos. Por tal razón, muchos agricultores que cultivan alimentos orgánicos emplean azufre como un pesticida y fungicida natural.

Pero la aplicación más destacada en el ámbito comercial de este elemento es en la obtención de ácido sulfúrico. El ácido sulfúrico es sumamente necesario para una gran cantidad de industrias. Este compuesto se emplea en la elaboración de fertilizantes, tratamiento de aguas residuales, baterías de plomo para vehículos, extracción de mineral, eliminación de óxido de hierro, producción de nylon y obtención de ácido clorhídrico.

El azufre se usa para vulcanizar caucho. La vulcanización es un proceso mediante el cual se calienta el caucho crudo en presencia de azufre, con la finalidad de tornarlo más duro y resistente al frío. El caucho vulcanizado se emplea para elaborar neumáticos para automóviles, mangueras, suelas de zapatos y discos de hockey sobre hielo.

Entre los compuestos de azufre más utilizados tenemos:

El sulfato de magnesio se emplea como laxante, en sales de baño y como un complemento de magnesio para las plantas.

El disulfuro de carbono se usa para elaborar celofán y rayón.

Los sulfitos se emplean para blanquear el papel y conservar la fruta.

Selenio.

Anteriormente estudiamos las formas alotrópicas del selenio. Estas diferentes formas le permiten al selenio tener múltiples aplicaciones dependiendo del alótropo. Por ejemplo, el selenio gris conduce la electricidad, sin embargo su conductividad varía con la intensidad luminosa, es decir, es buen conductor en la luz que en la oscuridad. Por tal razón, se emplea en dispositivos fotoeléctricos, como las células solares, cámaras de rayos x, fotocopiadoras, medidores de luz, diodos LED de color azul y blanco, entre otros.

Por su parte, el selenio rojo o como seleniuro de sodio se emplea para proporcionar un color rojo carmesí al vidrio, barnices y esmaltes. También se puede usar para eliminar las tintas de color verde o amarillo ocasionados por otras impurezas durante el proceso de elaboración de vidrio.

La aleación selenio con el bismuto se utiliza para elaborar un latón sin plomo.

El compuesto sulfuro de selenio es un componente habitual en el champú anticaspa que elimina el hongo que origina la descamación del cuero cabelludo. Asimismo se puede destinar para tratar algunos problemas de la piel producidos por otros hongos.

Telurio.

El telurio aleado con otros elementos es utilizado en la fabricación de discos compactos regrabables. La capa del CD-RW que contiene la información está constituida por una aleación cristalina de plata, indio, antimonio y telurio.

También se alea con cobre y plomo para mejorar la tenacidad y dureza a la hora de elaborar rectificadores y dispositivos termoeléctricos.

Al igual que el selenio, es utilizado para teñir el vidrio, en este caso de color azul.

El teluro coloidal se aprovecha para la preparación de insecticidas, germicidas y fungicidas.

Es usado como agente vulcanizador en el proceso de elaboración de caucho sintético y natural.

Polonio.

Los isótopos del polonio son una excelente fuente de radiación alfa pura. Aleado con berilio, es una fuente de neutrones.

También se usa en dispositivos destinados a la ionización el aire para la eliminación de cargas electrostáticas en cepillos específicos para limpiar el polvo almacenado en películas fotográficas e impresiones.

Por su parte, el isótopo Po-210 se emplea como fuente ligera de calor para proveer energía a las células termoeléctricas de ciertos satélites artificiales y sondas lunares.

El Po-210 está presente en el humo de tabaco. Desde los años 60, las empresas de producción de tabaco se comprometieron a eliminar esta sustancia de sus productos pero no lo han logrado.

Livermorio.

Al igual que muchos elementos radiactivos y sintéticos, al producirse en pequeñas cantidades, no posee uso comercial. Por lo tanto, es empleado en la investigación científica.

 GRUPO 7 

Manganeso (Mn) 

Tecnecio (Tc)

Renio (Re)

Bohrio (Bh)

 1. FLUOR 

Símbolo: F

Masa atómica: 18,998403 

Numero atómico: 9

Estado de oxidación: -1

Familia de halogenos con el numero y peso anomico mas bajo,  el flúor es el elemento más electronegativo, y por un margen importante, el elemento no metálico más energético químicamente.

El flúor elemental es un gas de color amarillo pálido a temperaturas normales. 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. 

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.

 La reacción del flúor con el agua es compleja y produce principalmente fluoruro de hidrógeno y oxígeno, así como cantidades menores de peróxido 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.

Los compuestos que contienen flúor se utilizan para incrementar la fluidez del vidrio fundido y escorias en la industria vidriera y cerámica. El óxido de aluminio se disuelve en este electrólito, y el metal se reduce, eléctricamente, de la masa fundida.

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 frecuencia está asociada a un compuesto molecular. La volatilidad se asocia a menudo con números de oxidación altos para el elemento positivo

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

2. CLORO 

Símbolo: Cl

Masa atómica: 35,453

Numero atómico: 17

Estado de oxidación: -1 

El cloro fue descubierto en el año 1774, gracias a los trabajos del quimico farmaceutico sueco Carl Wihelm Scheele, que creia que el cloro contenia oxigeno

 En el año 1810, el gran químico e inventor inglés Sir Humphry Davy (quien también participó en el nombramiento y descubrimiento del fluor, el sodio, magnesio, aluminio y silicio, entre otros) llamó este elemento por el nombre de cloro. Etimológicamente, el cloro proviene del griego chloro y significa: amarillo verdoso

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

El cloro presente en la naturaleza se forma de los isótopos estables de masa 35 y 37; se han preparado artificialmente isótopos radiactivos.

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

No se lo puede encontrar libre en la naturaleza, por el contrario, se lo encuentra sólo en un estado combinado. Generalmente, se lo puede hallar combinado con sodio, en forma de sal común (cloruro de sodio). Para la obtención del cloro se realiza la electrolisis o se logra por medio de agentes oxidantes

3. BROMO 

Símbolo: Br 

Masa atómica: 79,904

Numero atómico: 35

Estado de oxidación:  -1, +1, +3, +5, +7

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

El bromo (del griego bromos, que significa "hedor" o pestilencia) fue descubierto en 1826 por Antoine-Jerome Balard, pero no se produjo en cantidades importantes hasta 1860

La mayor parte del bromo se encuentra en el mar en forma de bromuro, Br-. En el mar presenta una concentración de unos 65 µg/g.

El bromo molecular, Br2 se obtiene a partir de las salmueras que es agua con una concentracion de sal del 5%  (NaCl) disuelta 

Aproximadamente se producen en el mundo 500 millones de kilogramos de bromo por año. Estados Unidos e Israel son los principales productores. Las aguas del mar Muerto y las minas de Stassfurt son ricas en bromuro de potasio

El bromo se encuentra en niveles de trazas en humanos. Es considerado un elemento químico esencial, aunque no se conocen exactamente las funciones que realiza. Algunos de sus compuestos se han empleado en el tratamiento contra la epilepsia, como sedantes y fundamental en las placas fotograficas 

La prueba del bromo consiste en el uso de agua de bromo con el objetivo de detectar la presencia de compuestos orgánicos instaurados

El cotacto con la piel produce heridas que tienen una recuperación muy lenta 

En presencia de álcalis el bromo reacciona químicamente con el agua para formar una mezcla de ácido bromhídrico (HBr) y ácido hipobromoso (HOBr). El bromo es fácilmente soluble en una amplia variedad de disolventes orgánicos, como el alcohol, éter, triclorometano (cloroformo) y disulfuro de carbono. Reacciona químicamente con muchos compuestos y elementos metálicos, y es ligeramente menos activo que el cloro.

El bromo no se encuentra en la naturaleza en estado puro, sino en forma de compuestos. El bromo puede obtenerse a partir del bromuro mediante un tratamiento con dióxido de manganeso o clorato de sodio 

4. YODO

Símbolo: I 

Masa atómica: 126,90447 

Número atómico: 53

Estado de oxidación: -1,1,3,5,7

Es un elemento químico en el grupo de los halógenos (grupo 17), este elemento puede encontrarse en forma molecular como yodo diatomico,también es un olivo elemento y se emplea principalmente en medicina, fotografía y colorante. 

El yodo fue descubierto en 1811 por el químico francés y el fabricante de salitre Bernard courtois en las cenizas de algas marinas. Fue nombrado por Gay Lussac  en una publicación del 1 de agosto de 1814 una de sus características principales es que al igual que todos los halógenos, forma un gran número de moléculas con otros elementos, pero es el menos reactivo de los elementos del grupo, y tiene ciertas características metálicas. Reacciona con el mercurio y el azufre.

El yodo se obtiene a partir de los yoduros, I-, presentes en el agua de mar y en algas, o en forma de yodatos, IO3- a partir de los nitratos del salitre (separándolos previamente de éstos).Las hormonas tiroideas juegan un papel muy básico en la biología, actuando sobre la transcripción genética para regular la tasa metabólica basal. 

La deficiencia total de hormonas tiroideas puede reducir la tasa metabólica basal hasta un 50 %, mientras que en la producción excesiva de hormonas tiroideas pueden incrementar el metabolismo basal hasta un 100 %

7. ASTATO

Símbolo: AT

Número atómico: 85

Masa atómica: 210 u

Estado de oxidación: +1,3,5,7 

Es radioactivo y el más pesado de los halógenos. Se produce a partir de la degradación de uranio y torio.fue sintetizado por primera vez en  1940 por Dale R Corson, K.R Mackenzie y  Emilio Segré en la Universidad de barkeley (California)Un primer nombre para el elemento fue alabamio (Ab).

El astato se obtiene bombardeando Bismuto con partículas alfa.El ástato, seguido del francio, es el elemento más raro de la naturaleza, con una cantidad total sobre la superficie terrestre menor de 25 gramos en el mismo instante de tiempo.Las propiedades de volumen del ástato no son conocidas. 

Algunas pueden ser estimadas basándose en su ubicación en la tabla periódica,El ástato tiende a tener una apariencia oscura, lustrosa y brillante; puede ser un elemento semiconductor o posiblemente un metal. Probablemente posee un punto de fusión más elevado que el punto de fusión del yodo. 

Químicamente, muchas especies de ástato aniónico son conocidas, y la mayoría de estas variaciones se asemejan al yodo.

Existen 41 isótopos conocidos de ástato, todos radiactivos. El isótopo más longevo, el 210At, que tiene un  periodo de semidesintegdacion de 8,1 horas, y el menos longevo es el isótopo 213At, con uno de 125 nanosegundos

6. TENESO 

Símbolo: TS

Masa atómica: 294 (istópo más estable)

Número atómico: 117

Estado de oxidación: -1,+1,+3,+5

Es el segundo elemento más pesado creado hasta ahora y el penúltimo del séptimo período en la tabla periódica, también es un elemento sintético.

Su descubrimiento se anunció en 2010 y fue fruto de una colaboración entre científicos rusos y estadounidenses en el instituto central de investigaciones nucleares dubná, Rusia.En un experimento en 2011, se creó directamente uno de sus productos de desintegración, confirmando parcialmente los resultados del experimento inicial; el experimento, además, fue repetido con éxito en 2012.

Antes de la síntesis del teneso, no se conocía ninguno de sus isótopos productos de desintegración por lo tanto, no había una base para una reclamación del descubrimiento ante el comité de la IUPAC y mucho menos para su reconocimiento.

El descubrimiento del elemento fue confirmado en diciembre de 2015, junto a los elementos 115 y 118, sintetizados por el mismo equipo ruso-estadounidense, y el elemento 113, descubierto por investigadores japoneses.

En junio de 2016, sus descubridores propusieron nombrarlo tennessine, con símbolo Ts, que devino la denominación oficial en noviembre de 2016

CONCLUSIÓN

Queda demostrado que los elementos químicos según sus grupos y periodos tienen diferentes reacciones. En el caso de los metales a mayor periodo que tengan mayor será su reacción de oxidación. Observamos los diferentes precipitados que se forman en cada una de las reacciones,que nos lleva a concluir la capacidad que tienen los elementos de reaccionar, disolverse uno con otro y si no es así formar sus precipitados con los colores correspondiente indicándonos que no son solubles. En el grupo delos alógenos el flúor tiene mayor fuer#a de desplazar a los otros alógenos.%e conoce que en la tabla periódica existen &características de los elementos las cuales son' los elementos que son metales, los no metales, metales de transición, metaloides y los gases nobles o in$erentes, perolos de mayor abundancia son los elementos metálicos la cuales gobierna casi toda la tabla periódica.(a tabla periódica está organizo#ada en grupos y periodos las cuales son )* grupos y que cada grupo está caracterice adoptador el elemento que los representa y son + periodos lascuales esta organi#ados por medio de la característica química semeantes a los demás.-elacionando este tema con la química moderna pues es demulcir$a importancia para esas personas que estudian medicina, ingeniería entre otros ya que ellos se encargan de estudiar perfectamente las propiedades de los elementos las cuales lo utilizan para crear antibióticos,medicina, creación de c$ips entre otros.

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CONCLUSIONES DE LOS GRPOS DE LA TABLA PERIODICA - Buscar con Googlewww.q-gle.com

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grupo 4a de la tabla periodica - Buscar con Googlewww.q-gle.com

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Grupo del Carbono - Wikipedia, la enciclopedia librees.wikipedia.org

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Plomo - Wikipedia, la enciclopedia librees.wikipedia.org

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Estaño - Wikipedia, la enciclopedia librees.wikipedia.org

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Germanio - Wikipedia, la enciclopedia librees.wikipedia.org

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Silicio - Wikipedia, la enciclopedia librees.wikipedia.org

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Química General Grupo IVA Tabla Periodicagrupo4tabla.blogspot.com

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