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UNIVERSIDAD NACIONAL DE SAN ANTONIO ABAD DEL CUSCO Facultad de ciencias de la salud Escuela profesional de Farmacia y Bioquímica

GRUPOS VIA,VIIA, VIIIA DE LA TABLA PERIODICA Área: Química Inorgánica Semestre: 2019-I

Grupo VIA

El Grupo VIA recibe también el nombre de Grupo del Oxígeno por ser este el primer elemento del grupo. Tienen seis electrones en el último nivel con la configuración electrónica externa ns2 np4. Los tres primeros elementos, el oxígeno, azufre y selenio son no metales y los dos últimos el telurio y polonio son metaloides. El grupo VIA del sistema Periódico o grupo del oxígeno está formado por los elementos: oxígeno, azufre, selenio, telurio, polonio. Por encontrarse en el extremo derecho de la Tabla Periódica es fundamentalmente no-metálico; aunque, el carácter metálico aumenta al descender en el grupo. Como en todos los grupos, el primer elemento, el oxígeno, presenta un comportamiento anómalo, ya que al no tener orbitales d en la capa de valencia, sólo puede formar dos enlaces covalentes simples o uno doble, mientras que los restantes elementos pueden formar 2, 4 y 6 enlaces covalentes. 

Propiedades atomicas

La configuración electrónica de los átomos de los elementos del grupo VIA en la capa de valencia es: ns2 np2+1+1. El oxígeno, cabeza de grupo, presenta, igual que en el caso del flúor, unas características particulares que le diferencian del resto (Principio de singularidad). Posibles formas de actuación:  El oxígeno es un gas diatómico. El azufre y el selenio forman moléculas octa-atómicas S8 y Se8  El telurio y el polonio tienen estructuras tridimensionales.  El oxígeno, azufre, selenio y telurio tienden a aceptar dos electrones formando compuestos iónicos. Estos elementos también pueden formar compuestos moleculares con otros no metales, en especial el oxígeno.  El polonio es un elemento radioactivo, difícil de estudiar en el laboratorio. 

Estado natural

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Oxígeno

El oxígeno es el elemento más abundante en el planeta tierra. Existe en estado libre, como O2, en la atmósfera (21% en volumen), pero también combinado en el agua y formando parte diversos óxidos y oxisales, como silicatos, carbonatos, sulfatos, etc. En condiciones ordinarias el oxígeno se presenta en dos formas alotrópicas, el dioxígeno y el ozono, de los cuales sólo el primero es termodinámicamente estable. A diferencia del oxígeno, que se presenta en su variedad más estable como

molécula biatómica O2 derivada de un enlace doble, los demás presentan estructuras derivadas de enlaces sencillos. Esto es debido a la disminución de la eficacia del solapamiento lateral a medida que aumenta el tamaño de él. Obtención Industrialmente, se obtiene de la destilación fraccionada del aire líquido. A escala de laboratorio, existen diversos métodos de obtención: 1) Electrólisis de disoluciones acuosas alcalinas. 2) Descomposición catalítica de H 2O2. 3) Descomposición térmica de cloratos. - Azufre El azufre se encuentra: nativo (en zonas volcánicas y en domos de sal) ó combinado, en sulfatos, sulfuros (sobre todo pirita, FeS 2) y sulfuro de hidrógeno (acompañando al petróleo). Variedades alotrópicas y sus propiedades físicas: En estado sólido.

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

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Anillos S8 y cadenas de longitud variable. En fase gas.

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Cicloazufre, cadenas Sn (n = 3-10), S2 

Selenio

El selenio presenta tres formas alotrópicas:   

Se rojo: constituido por moléculas Se 8. Se negro: anillos Sen con n muy grande y variable (forma amorfa). Se gris: de estructura similar a la del azufre plástico. Este alótropo presenta aspecto metálico (es un semimetal) y es fotoconductor.

Teluro

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

Reactividad con los principales elementos de la tabla periódica.

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Relación entre reactividad y estructura del elemento.

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

Reactividad con elementos y compuestos. Reactividad en disolución acuosa: se comportan como oxidantes bastante buenos debido a la general insolubilidad de los calcogenuros, que retiran de inmediato iones. El 2- del medio, favoreciendo la reacción. También se pueden comportar como reductores, pasando a estados de oxidación formal positivos.

Aplicaciones

Los elementos del grupo VIA, conocidos como la familia del grupo del oxígeno, comprenden al oxigeno (o), azufre (s), selenio (se), telurio (te) y polonio (po). Aunque todos ellos tienen seis electrones de valencia, sus propiedades varían de no metálicas a metálicas en cierto grado, conforme aumenta el número atómico. 

Oxígeno: Como oxígeno molecular (O2 ) se utiliza en la industria del acero, en el tratamiento de aguas negras, en el blanqueado de pulpa y papel, en sopletes oxiacetilénicos, en medicina y en numerosas reacciones como agente oxidante. El oxígeno gaseoso, O2 es fundamental para la vida; es necesario para quemar los combustibles fósiles y obtener así energía, y se requiere durante el metabolismo urbano para quemar carbohidratos. En ambos procesos, los productos secundarios son dióxido de carbono y agua. El oxígeno constituye el 21 % en volumen del aire y el 49.5 % en peso de la corteza terrestre. La otro forma alotrópica del oxígeno es el ozono, cuya fórmula es O 3 es más reactivo que el oxígeno ordinario y se puede formar a partir de oxígeno en un arco eléctrico, como el descargador a distancia de un motor eléctrico, también se puede producir ozono por la acción de la luz ultravioleta sobre el oxígeno; esto explica el aroma " fresco del aire durante las tormentas eléctricas".

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Azufre: El azufre es el segundo elemento no metal del grupo. A temperatura ambiente es un sólido amarillo pálido que se encuentra libre en la naturaleza. lo conocían los antiguos y se le menciona en el libro del génesis como piedra de azufre. las moléculas de azufre contienen ocho átomos de azufre conectados a un anillo; su fórmula es s8 . el azufre tiene una importancia especial en la manufactura de neumáticos de hule y ácido sulfúrico, H 2SO4. Otros compuestos de azufre son importantes para blanquear frutos y granos Se usa en muchos procesos industriales como la producción de ácido sulfúrico (sustancia química más importante a nivel industrial), en la fabricación de pólvora y el vulcanizado del caucho. Algunos compuestos como los sulfitos tienen propiedades blanqueadoras, otros tienen uso medicinal (sulfas, sulfato de magnesio). También se utiliza en la elaboración de fertilizantes y como fungicida.

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Selenio: El selenio es un no metal que presenta interesantes propiedades y usos. La conductividad de este elemento aumenta con la intensidad de la luz. a causa de esta fotoconductividad, el selenio se ha utilizado en los medidores de luz para cámaras fotográficas y en fotocopiadoras, pero la preocupación que origina su toxicidad ha hecho que disminuya su uso. El selenio también puede convertir la corriente eléctrica alterna en corriente directa; se ha utilizado en rectificadores, como los convertidores que se usan en los radios y grabadores

portátiles, y en herramientas eléctricas recargables. El color rojo que el selenio imparte al vidrio lo hace útil en la fabricación de lentes para señales luminosas. Se utiliza básicamente en electricidad y electrónica, como en células solares y rectificadores. Se añade a los aceros inoxidables y es catalizador de reacciones de deshidrogenación. Algunos compuestos se emplean en la fabricación del vidrio y esmaltes. El dióxido de selenio es un catalizador muy utilizado en reacciones de oxidación, hidrogenación y deshidrogenación de compuestos orgánicos. 

Telurio: El telurio, tiene aspecto metálico, pero es un metaloide en el que predominan las propiedades no metálicas. Se emplea en semiconductores y para endurecer las placas de los acumuladores de plomo y el hierro colado. Se presenta en la naturaleza en diversos compuestos, pero no es abundante. El polonio es un elemento radiactivo poco común que emite radiación alfa y gama; su manejo es muy peligroso. Los usos de este elemento se relacionan con su radiactividad, y fue descubierto por Marie Curie, quien le dio este nombre en honor a su natal Polonia. Se emplea para aumentar la resistencia a la tensión en aleaciones de cobre y plomo y en la fabricación de dispositivos termoeléctricos. También se utiliza como agente vulcanizador y en la industria del vidrio. El telurio coloidal es insecticida y fungicida.

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Polonio: Los isótopos constituyen una fuente de radiación alfa. Se usan en la investigación nuclear. Otro uso es en dispositivos ionzadores del aire para eliminar la acumulación de cargas electrostáticas.

Grupo VIIA (Halogenos)

Halógeno. Del griego halos, (sal y genes, engendrar), esto es, formadores de sales. La razón de tal denominación radica en que sus átomos tienen siete electrones en el último nivel y por tanto gran electronegatividad. Estado natural Los halógenos, que ocupan el grupo VIIA de la Tabla Periódica de 18 columnas pueden encontrarse en la naturaleza, ya sea libres o formando numerosos compuestos. 

Flúor

La palabra flúor se deriva de fluere, fundir, por emplearse el espato flúor como fundente. Su abundancia en la naturaleza viene a ser la mitad de la del cloro. Principalmente se presenta en los minerales espato flúor, CaF 2, criolita, Na 3AlF6 y flourapatito Ca5F(PO4)3, además forma parte de muchas aguas minerales en pequeña proporción, así como también existe en los tallos de las gramíneas, esmalte de los dientes, en los huesos, en la leche, orina, sangre, etc. Generalmente los fluoruros no se encuentran disueltos, sino formando minerales como el apatito,CaF2, 3Ca 3(PO4)2, y la criolita, AlF3. 3NaF. Esta última es esencial en la obtención del aluminio. 

Cloro

No existe libre en la naturaleza, pero es el más abundante de los halógenos (0,2 %) en estado de combinación y se presenta como anión cloruro en el agua del mar, pozos salinos, y yacimientos de sales, combinado con los cationes Na +, K+, Mg2+ y Ca2+.También se encuentran grandes yacimientos de cloruro en algunos lugares de la corteza terrestre, los cuales se originan al secarse ciertos mares interiores. 

Bromo

Del griego bromos, hedor; el bromo se presenta como anión bromuro en el agua marina, en los pozos de agua salada y en los yacimientos salinos, también las cenizas de las algas de mar, en combinación con la plata se encuentra en algunos puntos, formando el mineral bromuro de plata, su abundancia no llega a la céntesima parte del cloro. 

Yodo

El yodo es el único de los halógenos que se presenta naturalmente en un estado de oxidación positivo. Aparte de los compuestos, en los que forma aniones I - (en el agua del mar y pozos salinos), se halla también como yodato de sodio, NaIO 3, mezclado en pequeñas cantidades con la nitratina, NaNO 3, en el nitro de Chile y Perú, en el Aceite de hígado de bacalao y en forma de yoduro argéntico. Propiedades

A pesar de pertenecer al mismo grupo de la tabla periódica y por ello tener propiedades comunes, también poseen otras propiedades que los diferencian.

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Flúor

Es un gas de color amarillo verdoso, de olor picante, pasa a estado líquido bajo presión ordinaria a 185º y tiene peso específico 1,26 con relación al aire. Las afinidades químicas de este cuerpo son extraordinariamente enérgicas. Con el hidrógeno se combina aún en la oscuridad con desprendimiento de calor. El diyodo, octazufre, tetrafósforo, arsénico y otras sustancias arden en atmósfera de flúor. Se combina a la temperatura ordinaria en frío, desprendiéndose Ácido fluorhídrico y ozono, siendo transformadas también las materias orgánicas, por la tendencia a formar dicho ácido. El vidrio es atacado por el flúor si está húmedo, lo cual no se verifica si el elemento se halla puro y seco. -

Cloro

El cloro es una gas de color amarillo verdoso, de olor penetrante característico, muy nocivo, que produce tos y en casos graves hemoptisis. Su densidad con relación al aire es 2,48. Sometido a 35 º ó a 0º y presión de 6 atmósferas se líquida. Es bastante soluble en agua, a 0º se disuelve vez y media su volumen de cloro, y a 8º, que presenta su máximo de solubilidad, un litro de agua puede mantener en disolución cerca de cuatro y medio litros de cloro. Se combina directamente con casi todos los metales y no metales. Sus afinidades no son tan enérgicas como las del flúor. Se combina con el hidrógeno lentamente a la luz difusa y violentamente con explosión por la acción de los rayos solares por la chispa eléctrica ó á la temperatura de 300 º. El fósforo, arsénico y antimonio proyectados en un frasco que contenga cloro, se inflaman al combinarse con él. El flúor, oxígeno, nitrógeno, argón y carbono no se combinan directamente por cuya razón los compuestos de cloro y oxígeno y de áquel y nitrógeno resultan sumamente explosivos. -

Bromo

El bromo es un líquido rojo, de olor irritante, su acción bastante corrosiva y sus vapores irritan extraordinariamente la conjuntiva, por lo que son peligrosos para la vista. Su densidad es de 3,187 á 0 º, se solidifica á 7 º cuando está húmedo y á 25º cuando puro. Es muy volátil a la temperatura ordinaria, hierve a 63 º y la densidad de sus vapores a 445º es 5,24. Es poco soluble en agua. Las propiedades químicas del bromo son análogas a las del cloro, pero menos enérgicas. Con el hidrógeno se combina formando Ácido bromhídrico bajo la influencia de la luz. Con el oxígeno lo hace indirectamente lo mismo que con el nitrógeno y directamente con la mayor parte de los restantes no metales

y metales. En presencia de un cuerpo oxidable, el agua de bromo actúa como oxidante. Descompone al hidrógeno sulfurado, dando ácido bromhídrico y azufre. Por esta afinidad con el hidrógeno actúa sobre las materias orgánicas como el cloro, pero con menos intensidad. Es también decolorante y desinfectante. Sobre la piel produce úlceras de difícil curación. -

Yodo

El yodo es un cuerpo sólido de color gris oscuro, con brillo metálico, de olor parecido al del bromo y de sabor amargo. Su densidad es de 4,95. Funde a 114 º y hierve a 200º, emitiendo a la temperatura ordinaria vapores de color violáceo. El yodo se presenta en láminas con forma de rombos y puede cristalizar en forma octoédrica. Es poco soluble en el agua, pero su solubilidad aumenta si contiene ácido yodhídrico o yoduros alcalinos, se disuelve en el alcohol (formando la tintura de yodo), en éter, bencina, sulfuro de carbono, etc. Sus propiedades químicas son las mismas que las del cloro y bromo, pero menos acentuadas. Con el hidrógeno no se combina el yodo directamente. Con el cloro y bromo se combina y con el fósforo, reacciona violentamente. Lo mismo sucede con el potasio y el cobre previamente calentados. En presencia de un oxidante enérgico, actúa de reductor en contacto del agua pasando a ácido yódico. Con el amoníaco forma el yoduro de nitrógeno, sustancia muy explosiva. Obtención El flúor se obtiene por oxidación electrolítica de los fluoruros fundidos como por ejemplo una mezcla de fluoruros de potasio e hidrógeno. El cloro en pequeña escala se puede obtener por oxidación del anión cloruro con agentes químicos por ejemplo con dióxido de manganeso: MnO 3(s) + 2Cl - + 4H+ = Mn2+ + Cl2(g) + 2H2O. En escala comercial es más económico prepararlo por oxidación electrolítica del cloruro sódico fundido o disuelto en agua. El bromo se suele preparar oxidando con cloro las soluciones de los bromuros (un método consiste en hacer pasar cloro gaseoso a través de agua marina). Puesto que el cloro es más oxidante que el bromo, la reacción: Cl 2(g) + 2Br- = Br2 + 2Cl-" tendrá lugar en el sentido indicado. El bromo formado se separa de la solución aireando esta, ya que es sumamente volátil. La mayor parte se obtiene oxidando los yoduros de los pozos de agua salina por medio del cloro.

Aplicaciones Los derivados del flúor tienen una notable importancia en el ámbito de la industria. Entre ellos destacan los hidrocarburos fluorados, como el anticongelante freón y la

resina teflón, lubricante de notables propiedades mecánicas. Los fluoruros son útiles como insecticidas. Además, pequeñísimas cantidades de flúor añadidas al agua potable previenen la Caries dental. El cloro encuentra su principal aplicación como agente de blanqueo en las industrias papelera y textil. Asimismo se emplea en la esterilización del agua potable y de las piscinas, y en las industrias de colorantes, medicamentos y desinfectantes. Los bromuros actúan médicamente como sedantes, y el bromuro de plata se utiliza como un elemento fundamental en las placas fotográficas. El yodo, cuya presencia en el organismo humano resulta esencial y cuyo defecto produce bocio, se emplea como antiséptico en caso de heridas y quemaduras.

Grupo VIIIA (gases nobles)

Gases nobles o gases inertes. Grupo de elementos químicos con propiedades muy similares: bajo condiciones normales, son gases monoatómicos inodoros, incoloros y presentan una reactividad química muy baja. Características Se sitúan en el grupo 18 (VIIIA) de la tabla periódica (anteriormente llamado grupo 0). Los seis gases nobles que se encuentran en la naturaleza son Helio (He), Neón (Ne), Argón (Ar), Kriptón (Kr), Xenón (Xe) y el radioactivo Radón (Rn). Hasta ahora el siguiente miembro del grupo, el Ununoctio (Uuo), ha sido sintetizado en un acelerador de partículas, pero se conoce muy poco de sus propiedades debido a la pequeña cantidad producida y su corta vida media. Propiedades físicas y atómicas Los gases nobles cuentan con fuerzas intermoleculares muy débiles y, por lo tanto, tienen temperaturas de fusión y de ebullición muy bajos. Todos ellos son gases monoatómicos bajo condiciones estándar, incluyendo aquellos que tienen masas atómicas mayores que algunos elementos que se encuentran normalmente en estado sólido. El helio tiene varias propiedades únicas con respecto a otros elementos: tanto su punto de fusión como el de ebullición son menores que los de cualquier otra sustancia conocida; es el único elemento conocido que presenta superfluidez; de la misma manera no puede ser solidificado por enfriamiento bajo condiciones

estándar, sino que se convierte en sólido bajo una presión de 25 Atm (2500 KPa; 370 Psi) y 0,95 K (−272,20 °C; −457.960 °F). Los gases nobles hasta el xenón tienen múltiples isótopos estables. El radón no tiene isótopos estables; su isótopo de mayor duración tiene un periodo de semidesintegración de 3,8 días que puede formar helio y Polonio. El radio atómico de los gases nobles aumenta de un período a otro debido al i...