Grupos de la tabla periódica-

Grupos de la tabla periódica

Introducción: El presente trabajo se realiza o desarrolla con la intención de conocer todo (definición, características, métodos, historia,...) sobre algunos grupos y elementos específicos de la tabla periódica. Con esto se busca obtener conocimientos de manera explicativa y didáctica, ya que por medio de imágenes y vídeos podremos observar diversas explicaciones y ejemplos. Es normal que muchos de estos grupos correspondan a conocidas familias de elementos químicos, ya que la tabla periódica se ideó para ordenar estas familias de una forma coherente y fácil de ver. Esto se debe a que los elementos que están en el grupo tienen una configuración electrónica similar. Actualmente la forma en la que se suelen numerar los 18 grupos es empleando el sistema recomendado por la IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry) en 1985, que consiste en utilizar números arábigos. De esta forma la primera columna es el grupo 1, la segunda el grupo 2, y así hasta la decimoctava que corresponde al grupo 18. Anteriormente a la forma de la IUPAC existían dos maneras de nombrar los grupos empleando números romanos y letras, un sistema europeo y otro estadounidense, ambos cada vez más en desuso.

Objetivos: Los principales propósitos que se tienen con este blog son:

↬ Reconocer y profundizar en todas las características de los grupos de la tabla periódica (Grupo IV: carbono, Grupo V: nitrógeno, grupo VI:oxigeno y Grupo VII: cloro, bromo, yodo y flúor).

↬ Visualizar imágenes y vídeos sobre sus propiedad físicas y químicas, compuestos y demás.

↬ Analizar las diferencias entre un grupo y otro según su definición, obtención y composición.

↬ Identificar los elementos que pertenecen a los grupos nombrados de la tabla periódica.

↬Obtener un aprendizaje significativo, es decir, que se logre aprender para toda la vida todos estos conocimientos.

Un grupo es una columna de la tabla periódica de los elementos. Hay 18 grupos en la tabla periódica estándar.

No es coincidencia que muchos de estos grupos correspondan a conocidas familias de elementos químicos, ya que la tabla periódica se ideó para ordenar estas familias de una forma coherente y fácil de ver. La explicación moderna del ordenamiento en la tabla periódica es que los elementos de un grupo tienen configuraciones electrónicas similares en los niveles de energía más exteriores; y como la mayoría de las propiedades químicas dependen profundamente de las interacciones de los electrones que están colocados en los niveles más externos los elementos de un mismo grupo tienen propiedades físicas y especialmente químicas parecidas.

Numeración de los grupos

Actualmente la forma en la que se suelen numerar los 18 grupos es empleando el sistema recomendado por la IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry) en 1985, que consiste en utilizar números arábigos. De esta forma la primera columna es el grupo 1, la segunda el grupo 2, y así hasta la decimoctava que corresponde al grupo 18.

Anteriormente a la forma de la IUPAC existían dos maneras de nombrar los grupos empleando números romanos y letras, un sistema europeo y otro estadounidense, ambos cada vez más en desuso. En el sistema europeo primero se pone el número romano y luego una A si el elemento está a la izquierda o una B si lo está a la derecha. En el estadounidense se hace lo mismo pero la A se pone cuando se trata de elementos representativos (grupos 1, 2 y 13 a 18) y una B para los elementos de transición. En ambos casos, los grupos se numeran del I al VIII, comprendiendo el grupo octavo de los elementos de transición tres columnas de la tabla periódica que se denominan tríadas.

IUPAC	Europa	EE. UU.	Nombre
Grupo 1	IA	IA	Metales alcalinos
Grupo 2	IIA	IIA	Metales alcalinotérreos
Grupo 3	IIIA	IIIB	Metales de transición Los elementos del bloque f, lantánidos y actínidos reciben la denominación de metales de transición interna o tierras raras.
Grupo 4	IVA	IVB
Grupo 5	VA	VB
Grupo 6	VIA	VIB
Grupo 7	VIIA	VIIB
Grupo 8	VIIIA	VIIIB
Grupo 9
Grupo 10
Grupo 11	IB	IB
Grupo 12	IIB	IIB
Grupo 13	IIIB	IIIA	Térreos
Grupo 14	IVB	IVA	Carbonoides
Grupo 15	VB	VA	Nitrogenoides
Grupo 16	VIB	VIA	Anfígenos o calcógenos
Grupo 17	VIIB	VIIA	Halógenos
Grupo 18	VIIIB	VIIIA	Gases nobles

La familia IVA son los carbonoideos, no metales. A medida que se desciende en el grupo, aumenta el carácter metálico de sus componentes. el C y el Si son no metales, el germanio es un semimetal y el Sn junto con el Pb son netamente metálicos. El C y el Si tienden a formar uniones covalentes para completar su octeto electrónico, mientras que el Sn y el Pb tienden a ceder, por su carácter metálico.

La familia VA son los no metales nitrogenoideos. El N y el P son no metálicos, el arsénico y el antimonio son semimetales, a veces se comportan como metales y otras como no metales (esto es carácter anfótero). El Bi es un metal. esta variación de no metálico a metálico, a medida que se avanza en el grupo, se debe al aumento del tamaño de los átomos. resulta más difícil separar un electrón del átomo de N que hacerlo con el de Bi, porque en el primero la atracción nuclear es más intensa. Las moléculas de N son biatómicas, el P, As, Sb presentan moléculas tetratómicas en algunos de sus estados alotrópicos. el Bi es biatómico. todos estos elementos forman enlaces covalentes.

La familia VIA son los no metales calcógenos. Sus puntos de fusión, densidad y ebullición aumentan a medida que se desciende en el grupo, es decir a medida que aumenta el tamaño de los átomos. Se combinan con el H para formar hidruros no metálicos. De acuerdo a la electronegatividad, la afinidad química con el H decrece del O al Te. Cuando se combinan con el H, su número de oxidación de -2, pero cuando lo hacen con elementos más electronegativos presentan numero de oxidación positivo (4 , 6)

La familia VIIA se compone de los halógenos. Todos ellos tienden a ganar un solo electrón en las reacciones. Miembros importantes de la familia incluyen el cloro (Cl), que se utiliza en la fabricación de la sal de mesa y cloro, y el yodo (I).

GRUPO IVA-CARBONO

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.

Estos elementos componen más del 28% en masa de la corteza, siendo el silicio el más abundante, luego seguido del carbono. El germanio es el elemento menos abundante.

El silicio es el elemento principal de toda la estructura inorgánica y el carbono es el responsable de la vida orgánica de la superficie terrestre.

Los elementos metálicos de este grupo están clasificados en la tabla periódica como “otros metales” junto a los grupos 13 y 15. Poseen cuatro electrones en su nivel energético más externo y presentan la siguiente configuración electrónica: ns2np2 (2 electrones s y 2 electrones p), exhibiendo los siguientes estados de oxidación: +4, +2 y -4: los compuestos con +4 y la mayoría de los de número de oxidación +2 son covalentes. El único ion -4 es el carburo.

Propiedades físicas: Las propiedades físicas de este grupo varían mucho en cada elemento y el carácter metálico aumenta a medida que se desciende en el mismo.

Por ejemplo, el primer elemento del grupo, el carbono es un no metal duro y sólido a temperatura ambiente. Este elemento puede encontrarse en la naturaleza en forma de carbono amorfo (grafito) y en forma de diamante. Ambas formas alotrópicas poseen coloraciones distintas, siendo el grafito de color negro y el diamante incoloro.

Alótropos

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.

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.

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

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

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.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.

Propiedades químicas: Los elementos del grupo 14 poseen algunas propiedades químicas similares, entre estas tenemos:

No reaccionan con el agua.
El germanio, estaño y plomo son atacados por los ácidos.
Son atacados por disoluciones alcalinas desprendiendo hidrógeno, a excepción del elemento carbono.
Reaccionan con el oxígeno formando óxidos. Siendo los óxidos de carbono y silicio ácidos, el de estaño anfótero (es decir, que reacciona con ácidos y bases calientes) y lo mismo sucede con el plomo.
Al formar hidruros presentan la habilidad de formar concatenación. La concatenación es la propiedad que poseen algunos elementos de unirse con otro átomo del mismo elemento para formar cadenas ya sea lineales ramificadas o cíclicas. Esta predisposición disminuye al descender en el grupo. La concatenación se le atribuye al elemento carbono, aunque también es un fenómeno suscitado en el silicio. Este fenómeno es la raíz de la química orgánica.

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

Descubrimiento

El carbono, estaño y plomo son algunos de los elementos bien conocidos en el mundo antiguo, junto con azufre, hierro, cobre, mercurio, plata y oro.

Carbono como elemento fue utilizado por el primer ser humano para manejar carbón de un incendio.

El Silicio como sílice en forma de cristal de roca era familiar a los egipcios predinásticos, que lo utilizaron para los granos y pequeños jarrones.

Los orígenes de estaño parecen estar perdido en la historia. Parece que el bronce, que es una aleación de cobre y estaño, fue utilizado por el hombre prehistórico y algún tiempo antes se aisló el metal puro.

El plomo se menciona a menudo en relatos bíblicos. Los babilonios utilizaban el metal en forma de placas en los que grababan inscripciones. Los romanos lo utilizaron para las tabletas, tuberías de agua, monedas y utensilios de cocina; de hecho, como resultado de la última utilización, el envenenamiento por plomo fue reconocido en la época de Augusto César.

Aplicaciones

El carbono es comúnmente utilizado en su forma amorfa. En esta forma el carbono se utiliza para la fabricación de acero, como relleno en los neumáticos, y como carbón activado. El carbono grafito se utiliza en los lápices. El diamante, otra de las formas del carbono, se utiliza comúnmente en la joyería. Las fibras de carbono se utilizan en numerosas aplicaciones, tales como puntales de satélite, debido a que las fibras son muy fuertes pero elásticas.

El dióxido de silicio tiene una amplia variedad de aplicaciones, incluyendo pasta de dientes,materiales de construcción, y la sílice es un uno de los componentes principales del vidrio.

El germanio se utilizó en los semiconductores hasta la década de 1950, cuando fue sustituido por el silicio. Los detectores de radiación contienen germanio. El óxido de germanio se utiliza en la fibra óptica.

El uso más importante del estaño es en soldaduras; 50% de todo el estaño producido se destina a esta aplicación. Un 20% del estaño producido se utiliza en la hojalata. Otro 20% del estaño se utiliza en la industria química.

Alguna de las aplicaciones del plomo son las pesas, pigmentos y como protección contra materiales radioactivos. El plomo fue utilizado históricamente en la gasolina en forma de tetraetilo de plomo.

Producción

Carbono en forma de diamante se produce sobre todo por parte de Rusia, Botswana, Congo, Canadá y Sudáfrica. Un 80% de todos los diamantes sintéticos son producidos por Rusia. China produce un 70% de grafito en el mundo. Otros países que producen grafito son Brasil, Canadá y México.

El silicio se puede producir por calentamiento de sílice con carbono.

En Rusia y China, el germanio también se separa de los yacimientos de carbón. Minerales que contienen germanio son tratados primero con el cloro para formar tetraclururo de germanio, que se mezcla con el gas hidrógeno.

China, Indonesia, Perú, Bolivia y Brasil son los principales productores de estaño.

El mineral de plomo más extraído es la galena (sulfuro de plomo). 4 millones de toneladas métricas de plomo se extraen cada año, la mayoría en China, Australia, Estados unidos y perú. La cantidad total de plomo nunca minada por los humanos es aproximadamente de 350 millones de toneladas métricas.

GRUPO VA- NITRÓGENO

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. Estos elementos también reciben el nombre de pnicógenos o nitrogenoideos.

Propiedad N P As Sb Bi

Estructura electrónica externa 2s² 2p³ 3s² 3p³ 4s² 4p³ 5s² 5p³ 6s² 6p³

Densidad (kg/m³) 1'25 (1)

1.820 5.780 6.690 8.900

Punto de fusión (°C) -210 44 814 613 271

1ª Energía de ionización (kJ/mol) 1.402 1.012 947 834 703

Electronegatividad 3'0 2'1 2'1 1'9 1'8

Estados de oxidación comunes -3, +5 ±3, +5 ±3, +5 ±3, +5 ±3, +5

Todos ellos poseen 5 electrones de valencia (última capa s2p3) y suelen formar enlaces covalentes entre el nitrógeno y el fósforo.

Estos elementos componen el 0,33% en masa de la corteza terrestre y muy pocas veces se hallan nativos en la naturaleza y generalmente se encuentran en forma de compuestos ya sea óxidos, sulfuros, fosfatos, entre otros. Mediante la reducción de los óxidos con carbono o por calcinación y reducción de los sulfuros, se pueden obtener los mismos.

Propiedades físicas: Las propiedades físicas de este grupo varían mucho en cada elemento y el carácter metálico aumenta a medida que se desciende en el mismo.

El nitrógeno es un gas diatómico inerte que forma el 78,1 % en volumen del aire atmosférico. Además es un no metal incoloro. Por su parte, el fósforo es un no metal sólido de color blanco, pero puro es incoloro. En sus formas alotrópicas presentan diferentes coloraciones y propiedades. Los más comunes son el fósforo blanco el más tóxico e inflamable, el fósforo rojo es mucho más estable y menos volátil y por último el fósforo negro, el cual presenta una estructura similar al grafito y conduce la electricidad. Además es más denso que las otras dos formas y no se inflama.

Los metaloides o semimetales de este grupo son el arsénico y antimonio. Estos elementos se asemejan a los metales en sus propiedades físicas, pero se comportan químicamente como un no metal. El arsénico es metaloide sólido y tóxico de color gris metálico que presenta tres formas alotrópicas.

El elemento metálico de este grupo es el bismuto, el cual es cristalino, blanco grisáceo, lustroso, duro y quebradizo. Es uno de los pocos metales que se expanden al solidificarse. Su conductividad térmica es menor que la de cualquier otro metal, con excepción del mercurio.

De manera resumida, las propiedades metálicas de este grupo van incrementando a medida que se desciende en la tabla periódica, desde el nitrógeno al bismuto. Por lo que ocurre una disminución de los puntos de fusión a partir del arsénico, ya que disminuye el carácter covalente de los enlaces y aumenta el carácter metálico.

Los metaloides o semimetales de este grupo son el arsénico y antimonio. Estos elementos se asemejan a los metales en sus propiedades físicas, pero se comportan químicamente como un no metal. El arsénico es metaloide sólido y tóxico de color gris metálico que presenta tres formas alotrópicas:

El arsénico gris metálico: es la forma más estable de las tres y es un buen conductor del calor pero bastante malo conductor de electricidad.

El arsénico amarillo: Es enormemente volátil y más reactivo que el arsénico gris metálico y manifiesta fosforescencia a temperatura ambiente.

El arsénico negro: Presenta propiedades intermedias entre las formas anteriores.

De igual manera, el antimonio es un semimetal que en su forma elemental es un sólido cristalino de color blanco plateado, fundible, frágil, con una escasa conductividad de calor y electricidad que se evapora a bajas temperaturas. Este metaloide presenta cuatro formas alotrópicas:

Antimonio puro gris plateado

Antimonio blanco azulado: es su forma más estable y metálica

Antimonio negro: Inestable y no metálico

Antimonio amarillo: Inestable y no metálico

El elemento metálico de este grupo es el bismuto, el cual es cristalino, blanco grisáceo, lustroso, duro y quebradizo. Es uno de los pocos metales que se expanden al solidificarse. Su conductividad térmica es menor que la de cualquier otro metal, con excepción del mercurio.

Propiedades químicas: Los elementos del grupo 15 poseen algunas propiedades químicas similares, entre estas tenemos:

Son muy reactivos a altas temperaturas
No reaccionan con el agua
No reaccionan con ácidos no oxidantes
Reaccionan con ácidos oxidantes a excepción del nitrógeno.
Forman óxidos con número de oxidación +3 y +5, a excepción del nitrógeno que forma óxidos entre los rango +1 y +5.
Los hidróxidos que forman disminuyen su acidez a medida que se desciende en el grupo, siendo básico el hidróxido de bismuto (III).
El bismuto reacciona con el oxígeno y con halógenos, produciendo bismita y bismutina entre otros compuestos.

Usos

El gas nitrógeno se utiliza para rellenar los neumáticos de los aviones y los automóviles (coches).
El nitrógeno es un componente de casi todas las drogas farmacológicas y ayuda a la conservación en el campo de la medicina (muestras biológicas), y en equipos de procesamiento de datos
Se utiliza para la fabricación de acero inoxidable.
Se utiliza para reducir el riesgo de incendio en los sistemas militares de combustible de la aeronave.

Nitrógeno

Ocurrencia y obtención

El nitrógeno se encuentra en la naturaleza principalmente como elemento, N2, el cual forma el 75,52% de la masa de la atmósfera (78,08% en volumen, Tabla 4.2). También se encuentra en algunos minerales como el nitro de Chile, NaNO3. El nitrógeno natural consiste de los isótopos 14N y 15N en la relación 272:1. El nitrógeno, al igual que el oxígeno y los gases nobles, se obtiene por destilación fraccionada del aire (Sección 4.2.1). Generalmente contiene algo de argón y, dependiendo de la calidad, por encima de 30 ppm de oxígeno. El nitrógeno espectroscópicamente puro puede prepararse por la descomposición térmica de la azida de sodio o de bario: 2NaN3(s) → 2Na(l) + 3N2(g).

GRUPO VIA- OXÍGENO

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.

El oxígeno se halla en la naturaleza siendo el elemento más abundante de la tierra con un 50,5% en masa de la corteza, encontrándose en el aire y combinado con hidrógeno para producir agua. También se encuentra formando óxidos, hidróxidos y algunas sales. Por su parte, el azufre también se muestra en cantidad en estado elemental y combinado formando compuestos. El selenio y el telurio se hallan libres y combinados, no obstante con menos abundancia que los elementos anteriores. En último lugar, tenemos al polonio, el cual es un elemento radiactivo que se halla difícilmente en la naturaleza, generalmente en forma de sales.

En cuanto a su configuración electrónica, poseen cinco electrones en su nivel energético más externo y presentan la siguiente configuración electrónica: ns2np4 (2 electrones s y 4 electrones p), exhibiendo los siguientes estados de oxidación: -2, +2, +4 y +6; los dos últimos se debe a la existencia de orbitales d a partir del azufre.

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.

Estado natural

Oxígeno

El oxígeno es el elemento más abundante en el planeta tierra. Existe en estado libre, como O2, en la atmósfera (21% en volumen), pero también combinado en el agua y formando parte diversos óxidos y oxosales, como silicatos, carbonatos, sulfatos, etc.

En condiciones ordinarias el oxígeno se presenta en dos formas alotrópicas, el dioxígeno y el ozono, de los cuales sólo el primero es termodinámicamente estable.

A diferencia del oxígeno, que se presenta en su variedad más estable como molécula diatómica O2 derivada de un enlace doble, los demás presentan estructuras derivadas de enlaces sencillos. Esto es debido a la disminución de la eficacia del solapamiento lateral a medida que aumenta el tamaño de el.

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 H2O2.

3) Descomposición térmica de cloratos.

Azufre

El azufre se encuentra: nativo (en zonas volcánicas y en domos de sal) ó combinado, en sulfatos, sulfuros (sobre todo pirita, FeS2) y sulfuro de hidrógeno (acompañando al petróleo).

Variedades alotrópicas y sus propiedades físicas:

En estado sólido.

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

En estado líquido.

Anillos S8 y cadenas de longitud variable.

En fase gas.

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

Selenio

El selenio presenta tres formas alotrópicas:

Se rojo: constituido por moléculas Se8.

Se negro: anillos Sen con n muy grande y variable (forma amorfa).

Se gris: de estructura similar a la del azufre plástico. Este alótropo presenta aspecto metálico (es un semimetal) y es fotoconductor.

Teluro

Presenta una única variedad alotrópica, el Te gris, similar al Se gris. Tiene un carácter más metálico que el anterior.

Polonio

Presenta dos alótropos: cúbico simple y romboédrico, en los que que cada átomo está directamente rodeado por seis vecinos a distancias iguales (d0=355pm). Ambos alótropos tienen carácter metálico.

Pérdida de electrones

El alto valor de los potenciales de ionización, pero sobre todo el alto poder polarizante de sus cationes (debido a su pequeño tamaño) hacen que sólo el polonio dé lugar a sales .Sin embargo, sí que se conocen sales de cationes poliatómicos.

Ganancia de electrones

Pueden actuar como aniones dinegativos, -2 , nunca mononegativos, ya que la mayor energía de red de los compuestos resultantes compensa el valor desfavorable de la electroafinidad. Dado que el tamaño del anión -2 crece conforme se desciende en el grupo, también lo hace su polarizabilidad, de modo que los sulfuros, seleniuros y telururos poseen un marcado carácter covalente que aumenta en dicho sentido. Se conocen también polianiones Eln2-.

Compartición de los electrones

Caben dos posibilidades:

Formación de dos enlaces σ sencillos.
Formación de un enlace doble σ + π.

GRUPO VIIA- CLORO, BROMO, YODO Y FLÚOR

Los halógenos (del griego, formador de sales) son los elementos químicos que forman el grupo 17 (XVII A, utilizado anteriormente) o grupo VII A de la tabla periódica: flúor (F), cloro (Cl), bromo (Br), yodo (I), astato (At) y téneso (Ts). Este último también está en los metales del bloque f.

En estado natural se encuentran como moléculas diatómicas químicamente activas [X2]. Para llenar por completo su último nivel energético (s2p5) necesitan un electrón más, por lo que tienen tendencia a formar un ion mononegativo, X-. Este ion se denomina haluro; las sales que lo contienen se conocen como haluros. Poseen una electronegatividad ≥ 2.5 según la escala de Pauling, presentando el flúor la mayor electronegatividad, y disminuyendo ésta al bajar en el grupo. Son elementos oxidantes (disminuyendo esta característica al bajar en el grupo), y el flúor es capaz de llevar a la mayor parte de los elementos al mayor estado de oxidación.

Muchos compuestos orgánicos sintéticos, y algunos naturales, contienen halógenos; a estos compuestos se les llama compuestos halogenados. La hormona tiroidea contiene átomos de yodo. Los cloruros tienen un papel importante en el funcionamiento del cerebro mediante la acción del neurotransmisor inhibidor de la transmisión GABA (ácido gamma-amino butírico).

Algunos compuestos presentan propiedades similares a las de los halógenos, por lo que reciben el nombre de pseudohalógenos. Puede existir el pseudohalogenuro, pero no el pseudohalógeno correspondiente. Algunos pseudohalogenuros: cianuro (CN-), tiocianato (SCN-), fulminato (CNO-), etcétera.

Los fenicios y los griegos de la antigüedad utilizaron la sal común para la conservación de alimentos, especialmente en la salazón del pescado.

Propiedades físicas:

Son elementos no metálicos.
El carácter metálico aumenta según se desciende en el grupo, es decir, a medida que aumenta el número atómico, por lo tanto, el yodo posee brillo metálico.
Los halógenos se presentan en moléculas diatómicas y sus átomos se mantienen unidos por enlace covalente simple y la fuerza de dicho enlace disminuye al descender en el grupo.
Los puntos de fusión y ebullición aumentan al descender en el grupo.
Estos elementos, a temperatura ambiente, se hallan en los tres estados de la materia: en estado sólido el iodo y ástato, en estado líquido: bromo y en estado gaseoso el flúor y cloro.
El flúor es un gas de color amarillo claro, levemente más pesado que el aire, corrosivo y de olor fuerte e irritante.
El cloro es un gas amarillo verdoso de olor irritante y fuerte.
El bromo es un líquido de color rojo oscuro, muchísimo más denso que el agua, que fácilmente se evapora originando un vapor rojizo venenoso.
El yodo es un sólido cristalino de color negro y brillante, que sublima originando un vapor violeta bastante denso, venenoso y con un olor fuerte e irritante semejante al cloro.
El ástato es muy raro, debido a que es producto intermedio de unas series de desintegración radiactiva.

Propiedades químicas:

Los halógenos poseen 7 electrones en su capa más externa, lo que les proporciona un número de oxidación de -1, siendo considerablemente reactivos. Dicha reactividad disminuye según aumenta el número atómico.
De igual manera, también exhiben los estados de oxidación +1, +3, +5, +7, con excepción del flúor, el cual es el elemento más reactivo y más electronegativo del grupo y de la tabla periódica.
Se disuelven en agua y reaccionan parcialmente con ella, a excepción del flúor que la oxida.
Reaccionan con el oxígeno produciendo óxidos inestables. Dicha reactividad disminuye a medida que se desciende en el grupo.
Reaccionan con el hidrógeno para originar haluros de hidrógeno, los cuales se disuelven en agua, generando los ácidos hidrácidos. El ácido más fuerte es el yoduro de hidrógeno (HI).
Reaccionan con algunos metales formando haluros metálicos, casi todos ellos iónicos.

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, CaF2, criolita, Na3AlF6 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, 3Ca3(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, NaIO3, mezclado en pequeñas cantidades con la nitratina, NaNO3, en el nitro de Chile y Perú, en el Aceite de hígado de bacalao y en forma de yoduro argéntico.

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: MnO3(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: Cl2(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.