1) Grupo VIIA
Propiedades generales del grupo VIIA:
-Los elementos del grupo VIIA también llamados halógenos por ser todos formadores de sales. Tienen siete electrones en el último nivel y son todos no metales.
-Tienen las energías de ionización más elevadas y en consecuencia son los elementos más electronegativos
.-Reaccionan fácilmente con los metales formando sales, rara vez están libres en la naturaleza, todos son gaseosos a temperatura ambiente menos el bromo que es líquido en condiciones ambientales normales.
-Su característica química más fundamental es su capacidad oxidante porque arrebatan electrones de carga y moléculas negativas a otros elementos para formar aniones.
Nombres y símbolos de cada elemento del grupo:
Flúor (1886)
Cloro (1774)
Bromo (1826)
Yodo (1811)
Astato (1940)
Propiedades físicas y químicas de los elementos más importantes del grupo VIIA:
Flúor (F): Sus derivados tienen mucho uso industrial. Entre ellos se destaca el freón utilizado como congelante y la resina teflón. Se agregan además fluoruros al agua potable y detríficos para prevenir las caries.
| Número atómico |
9
|
| Valencia |
-1
|
| Estado de oxidación |
-1
|
| Electronegatividad |
4,0
|
| Radio covalente (Å) |
0,72
|
| Radio iónico (Å) |
1,36
|
| Radio atómico (Å) |
-
|
| Configuración electrónica |
1s22s22p5
|
| Primer potencial de ionización (eV) |
17,54
|
| Masa atómica (g/mol) |
18,9984
|
| Densidad (g/ml) |
1,11
|
| Punto de ebullición (ºC) |
-188,2
|
| Punto de fusión (ºC) |
-219,6
|
| Descubridor |
Moissan en 1886
|
Cloro(Cl): Sus propiedades blanqueadoras lo hacen muy útil en las papeleras e industrias textiles. Como desinfectante se agrega al agua en el proceso de potabilización y a las piscinas.Otros usos son las industrias de colorantes y la elaboración de ciertas medicinas.
| Número atómico |
17
|
| Valencia |
+1,-1,3,5,7
|
| Estado de oxidación |
-1
|
| Electronegatividad |
3.0
|
| Radio covalente (Å) |
0,99
|
| Radio iónico (Å) |
1,81
|
| Radio atómico (Å) |
-
|
| Configuración electrónica |
[Ne]3s23p5
|
| Primer potencial de ionización (eV) |
13,01
|
| Masa atómica (g/mol) |
35,453
|
| Densidad (g/ml) |
1,56
|
| Punto de ebullición (ºC) |
-34,7
|
| Punto de fusión (ºC) |
-101,0
|
| Descubridor |
Carl Wilhelm Scheele en 1774
|
Bromo(Br): Los bromuros como sedantes. El bromuro de plata en las placas fotográficas.
| Número atómico |
35
|
| Valencia |
+1,-1,3,5,7
|
| Estado de oxidación |
-1
|
| Electronegatividad |
2,8
|
| Radio covalente (Å) |
1,14
|
| Radio iónico (Å) |
1,95
|
| Radio atómico (Å) |
-
|
| Configuración electrónica |
[Ar]3d104s24p5
|
| Primer potencial de ionización (eV) |
11,91
|
| Masa atómica (g/mol) |
79,909
|
| Densidad (g/ml) |
3,12
|
| Punto de ebullición (ºC) |
58
|
| Punto de fusión (ºC) |
-7,2
|
| Descubridor |
Anthoine Balard en 1826
|
EFECTO AMBIENTAL DE LOS ELEMENTOS
FLÚOR: En el medio ambiente el flúor no puede ser destruido solamente puede cambiar de forma. El flúor que se encuentra en el suelo puede acumularse en las plantas. La cantidad de flúor que tomen las plantas depende del tipo de planta, del tipo de suelo y de la cantidad y tipo de flúor que se encuentre en el suelo. En las plantas que son sensibles a la exposición del flúor incluso bajas concentraciones de flúor pueden provocar daños en las hojas y una disminución del crecimiento.
CLORO: El cloro se disuelve cuando se mezcla con el agua. También puede escaparse del agua e incorporarse al aire bajo ciertas condiciones. La mayoría de las emisiones de cloro al medio ambiente son al aire y a las aguas superficiales. Una vez en el aire o en el agua, el cloro reacciona con otros compuestos químicos. Se combina con material inorgánico en el agua para formar sales de cloro, y con materia orgánica para formar compuestos orgánicos clorinados.
BROMO: Los bromuros orgánicos son a menudo aplicados como agentes desinfectantes y protectores, debido a sus efectos perjudiciales para los microorganismos. Cuando se aplican en invernaderos y en campos de cultivo pueden ser arrastrados fácilmente hasta las aguas superficiales, lo que tiene efectos muy negativos para la salud de las daphnia, peces, langostas y algas.
Los bromuros orgánicos son también perjudiciales para los mamíferos, especialmente cuando se acumulan en los cuerpos de sus presas. Los efectos más importantes sobre los animales son daños nerviosos y daños en el ADN, lo que puede aumentar las probabilidades de desarrollar cáncer.
Los bromuros orgánicos no son muy biodegradables; cuando son descompuestos se forman bromuros inorgánicos. Éstos pueden dañar el sistema nervioso si son absorbidos en grandes dosis.
YODO: El yodo puede ser radioactivo. Los isótopos radioactivos se forman de manera natural durante reacciones químicas en la atmósfera. La mayoría de los isótopos radioactivos del yodo tienen unas vidas medias muy cortas y se transformarán rápidamente en compuestos estables de yodo. Sin embargo, hay una forma radioactiva del yodo que tiene una vida media de millones de años y que es seriamente perjudicial para el medio ambiente. Este isótopo entra en el aire desde las plantas de energía nuclear, donde se forma durante el procesamiento del uranio y el plutonio. Los accidentes en las plantas nucleares han provocado la emisión de grandes cantidades de yodo radioactivo al aire.
ASTATO: El Ástato no se da en cantidades significativas en la biosfera, así que normalmente nunca presenta riesgos
2)GRUPO VIA
El grupo VIA por encontrarse ya en el extremo derecho de la Tabla Periódica es fundamentalmente no-metálico; aunque, el carácter metálico aumente al descender en el grupo, siendo el polonio y el ununhexio metales.
Como en todos los grupos, el primer elemento, esto es, el oxígeno, presenta un comportamiento anómalo, ya que el oxígeno al no tener orbitales d en la capa de valencia, sólo puede formar dos enlaces covalentes simples o uno doble, mientras que los restantes elementos pueden formar 2, 4 y 6 enlaces covalentes.
OXIGENO
CARACTERÍSTICAS GENERALES
| |
| Nombre: Oxígeno | Símbolo: O |
| Número atómico: 8 | Masa atómica (uma): 15,9994 |
| Período: 2 | Grupo: VIA |
| Bloque: p (representativo) | Valencias: -2 |
PROPIEDADES PERIÓDICAS
| |
| Configuración electrónica: [He] 2s2 2p4 | Radio atómico (Å): - |
| Radio iónico (Å):1,4 (-2) | Radio covalente (Å): 0,73 |
| Energía de ionización (kJ/mol): 1314 | Electronegatividad: 3,5 |
| Afinidad electrónica (kJ/mol): 141 | |
PROPIEDADES FÍSICAS
| |
| Densidad (g/cm3): 0,001429 | Color: Incoloro |
| Punto de fusión (ºC): -219 | Punto de ebullición (ºC): -183 |
| Volumen atómico (cm3/mol): 14,4 | |
HISTORIA
-Descubridor: Joseph Priestley
-Lugar de descubrimiento: Inglaterra
-Año de descubrimiento: 1774
-Origen del nombre: Del griego "oxys" ("ácidos") y "gennao" ("generador"). Significando "formador de ácidos"
-Obtención: Por calentamiento de óxido de mercurio, se obtenían dos gases: uno de ellos el mercurio que condensaba y, el otro, el oxígeno, que hacía arder brillantemente una vela y permitía la respiración.
MÉTODOS DE OBTENCIÓN
-Licuación del aire y destilación fraccionada del mismo (99% de la producción)
-Electrólisis de agua.
-Calentamiento de clorato de potasio con dióxido de manganeso como catalizador.
-Descomposición térmica de óxidos.-Descomposición catalítica de peróxidos.
APLICACIONES
-Utilizado en hospitales para favorecer la respiración de los pacientes con problemas cardiorrespiratorios.
- Se debe mezclar con gases nobles, pues inhalar oxígeno puro puede ser peligroso
-Utilizado en soldadura oxiacetilénica.-Síntesis de metanol y de óxido de etileno.
-Combustible de cohetes.-Hornos de obtención de acero.
Por acción de descargas eléctricas o radiación ultravioleta sobre el oxígeno se genera el ozono.
AZUFRE
CARACTERÍSTICAS GENERALES
| |
| Nombre: Azufre | Símbolo: S |
| Número atómico: 16 | Masa atómica (uma): 32,066 |
| Período: 3 | Grupo: VIA (anfígenos) |
| Bloque: p (representativo) | Valencias: -2, +2, +4, +6 |
PROPIEDADES PERIÓDICAS
| |
| Configuración electrónica: [Ne] 3s2 3p4 | Radio atómico (Å): 1,04 |
| Radio iónico (Å):1,84 (-2) | Radio covalente (Å): 1,02 |
| Energía de ionización (kJ/mol): 1000 | Electronegatividad: 2,58 |
| Afinidad electrónica (kJ/mol): 200 | |
PROPIEDADES FÍSICAS
| |
| Densidad (g/cm3): 2,07 (rómbico) | Color: Amarillo |
| Punto de fusión (ºC):115 | Punto de ebullición (ºC): 445 |
| Volumen atómico (cm3/mol): 15,5 | |
HISTORIA
Descubridor: Desconocido.
Lugar de descubrimiento: Desconocido.
Año de descubrimiento: Conocido desde la antigüedad.
Origen del nombre: La palabra "azufre" se supone derivada de un vocablo sánscrito "sulvere" que indica que el cobre pierde su valor cuando se une con el azufre. Sulvere derivó en la palabra latina "sulphurium", que derivó en azufre.
Obtención: El azufre se conoce desde los tiempos más remotos, pues con el nombre de "piedra inflamable" se menciona en la Biblia y en los documentos más antiguos. Se usaba en medicina y, los vapores producidos en su combustión, por griegos y romanos para blanquear telas.
MÉTODOS DE OBTENCIÓN
-Se obtiene de domos salinos de la costa del Golfo de México mediante el método Frasch: se introduce agua sobrecalentada (180 ºC) que funde el azufre y, con ayuda de aire comprimido, sube a la superficie.
APLICACIONES
-Fabricación de pólvora negra, junto a carbono y nitrato potásico.
-Vulcanización del caucho.Fabricación de cementos y aislantes eléctricos.
-Fabricación de cerillas, colorantes y también como fungicida (vid).Fabricación de ácido sulfúrico (el -producto químico más importante de la industria química de cualquier país).
-Este ácido se emplea para: producción de abonos minerales (superfosfatos), explosivos, seda artificial, colorantes, vidrios, en acumuladores, como desecante y reactivo químico.
-El dióxido de azufre sirve para obtener ácido sulfuroso además de sulfúrico. Las sales del ácido sulfuroso tienen aplicaciones en la industria papelera, como fumigantes, blanqueadores de frutos secos, ...
SELENIO
CARACTERÍSTICAS GENERALES
| |
| Nombre: Selenio | Símbolo: Se |
| Número atómico: 34 | Masa atómica (uma): 78,96 |
| Período: 4 | Grupo: VIA (anfígenos) |
| Bloque: p (representativo) | Valencias: -2, +4, +6 |
PROPIEDADES PERIÓDICAS
| |
| Configuración electrónica: [Ar] 3d10 4s2 4p4 | Radio atómico (Å): 1,40 |
| Radio iónico (Å):1,98 (-2) | Radio covalente (Å): 1,16 |
| Energía de ionización (kJ/mol): 941 | Electronegatividad: 2,55 |
| Afinidad electrónica (kJ/mol): 195 | |
PROPIEDADES FÍSICAS
| |
| Densidad (g/cm3): 4,792 | Color: Gris |
| Punto de fusión (ºC): 221 | Punto de ebullición (ºC): 685 |
| Volumen atómico (cm3/mol): 16,42 | |
HISTORIA
Descubridor: Jöns Berzelius.
Lugar de descubrimiento: Suecia.
Año de descubrimiento: 1817.
Origen del nombre: De la palabra griega "selene" que significa "luna". Este nombre le fue dado por su parecido al telurio, a causa De que el telurio había sido denominado así por la tierra, a este nuevo elemento se le dio el nombre de luna.
Obtención: En 1817, Berzelius se encontraba analizando muestras de cierto ácido sulfúrico preparado en una ciudad minera sueca y, encontró una impureza que creyó que se trataba de un nuevo metal. Al principio, pensó que debería tratarse del telurio, pero cuando aisló el metal, demostró ser algo más: un nuevo elemento que se parecía al telurio, este fue llamado selenio.
MÉTODOS DE APLICACIÓN
-Se obtiene del ánodo de una cuba electrolítica utilizada para el proceso de refinado del cobre y de la plata. El selenio se recupera por tostación de los lodos anódicos, formándose el dióxido de selenio que, por reacción con dióxido de azufre, origina el selenio.
APLICACIÓN
-El selenio presenta propiedades fotovoltaicas (convierte directamente luz en electricidad) y fotoconductivas (la resistencia eléctrica decrece al aumentar la iluminación). todo esto lo hace útil en la producción de fotocélulas y exposímetros para uso fotográfico y en células solares.
-El selenio es capaz de convertir corriente alterna en corriente continua por lo que se emplea en rectificadores. Por debajo de su punto de fusión es un semiconductor tipo p, con aplicaciones en electrónica.
-Se emplea en xerografía para fotocopiadoras, en la industria del vidrio para decolorar vidrios y en la obtención de vidrios y esmaltes color rubí.
-Se usa como tóner fotográfico, aditivo de aceros inoxidables y aleaciones de cobre.
TELURIO
CARACTERÍSTICAS GENERALES
| |
| Nombre: Telurio | Símbolo: Te |
| Número atómico: 52 | Masa atómica (uma): 127,60 |
| Período: 5 | Grupo: VIA (anfígenos) |
| Bloque: p (representativo) | Valencias: -2, +2, +4, +6 |
PROPIEDADES PERIÓDICAS
| |
| Configuración electrónica: [Kr] 4d10 5s2 5p4 | Radio atómico (Å): 1,40 |
| Radio iónico (Å): 0,56 (+6), 2,21 (-2) | Radio covalente (Å): 1,35 |
| Energía de ionización (kJ/mol): 870 | Electronegatividad: 2,1 |
| Afinidad electrónica (kJ/mol): 190 | |
PROPIEDADES FÍSICAS
| |
| Densidad (g/cm3): 6,24 | Color: Plateado |
| Punto de fusión (ºC): 450 | Punto de ebullición (ºC): 988 |
| Volumen atómico (cm3/mol): 20,46 | |
HISTORIA
Descubridor: Franz Joseph Muller von Reichstein.
Lugar de descubrimiento: Rumania.
Año de descubrimiento: 1782.
Origen del nombre: De la palabra latina "tellus" que significa "Tierra", en honor a la diosa romana Tellus que personificaba a la Tierra en la mitología latina.
Obtención: Fue descubierto en minerales de oro por Muller von Reichstein, inspector jefe de minas en Transilvania, en 1782. En principio se confundió con el antimonio. Fue Klaproth, en 1798, quien aisló el metal y lo llamó Telurio.
MÉTODOS DE OBTENCIÓN
- Se obtiene de los barros anódicos del refinado electrolítico del cobre.
APLICACIONES
-Es un semiconductor tipo p.
-Aleado con plomo previene la corrosión de este ultimo.
-Se alea con hierro colado, acero y cobre para favorecer su mecanizado.
-El telurio se emplea en cerámica.El telururo de bismuto se emplea para dispositivos termoeléctricos.
POLONIO
CARACTERÍSTICAS GENERALES
| |
| Nombre: Polonio | Símbolo: Po |
| Número atómico: 84 | Masa atómica (uma): (208,98) |
| Período: 6 | Grupo: VIA (anfígenos) |
| Bloque: p (representativo) | Valencias: -2, +2, +4, +6 |
PROPIEDADES PERIÓDICAS
| |
| Configuración electrónica: [Xe] 4f14 5d10 6s2 6p4 | Radio atómico (Å): 1,76 |
| Radio iónico (Å): - | Radio covalente (Å): 1,46 |
| Energía de ionización (kJ/mol): 812 | Electronegatividad: 2,00 |
| Afinidad electrónica (kJ/mol): 174 | |
PROPIEDADES FÍSICAS
| |
| Densidad (g/cm3): 9,320 | Color: Plateado |
| Punto de fusión (ºC): 254 | Punto de ebullición (ºC): 962 |
| Volumen atómico (cm3/mol): 22,53 | |
HISTORIA
Descubridor: Marie Curie
Lugar de descubrimiento: Francia.
Año de descubrimiento: 1898.
Origen del nombre: De "Polonia", lugar de nacimiento de Marie Curie.
Obtención: Fue el primer elemento descubierto por Marie Sklodowska Curie, al intentar encontrar el origen de la radiactividad de la pechblenda de Joachimsthal (Bohemia). Se necesitaron varias toneladas del mineral pechblenda para obtener cantidades ínfimas de polonio. Aislaron el polonio mediante mediciones de la radiactividad, aquellos montones del mineral que más radiactividad emitían eran los que contenían polonio. Fue así como lo fueron concentrando hasta aislarlo.
MÉTODO DE OBTENCIÓN
-Bombardeando bismuto natural (209Bi) con neutrones se obtiene el isótopo del bismuto 210Bi, el cual mediante desintegración origina el polonio.
APLICACIONES
-Mezclado o aleado con berilio es una fuente de neutrones.
-Se emplea en cepillos para eliminar el polvo de películas fotográficas.
-Se utiliza en fuentes termoeléctricas ligeras para satélites espaciales, ya que casi toda la radiación alfa que emite es atrapada por la propia fuente sólida y por el contenedor.
UNUNHEXIO
CARACTERÍSTICAS GENERALES
| |
| Nombre: Ununhexio | Símbolo: Uuh |
| Número atómico: 116 | Masa atómica (uma): (289) |
| Período: 7 | Grupo: VIA (anfígenos) |
| Bloque: p (representativo) | Valencias: - |
PROPIEDADES PERIÓDICAS
| |
| Configuración electrónica: [Rn] 5f14 6d10 7s2 7p4 | Radio atómico (Å): - |
| Radio iónico (Å): - | Radio covalente (Å): - |
| Energía de ionización (kJ/mol): - | Electronegatividad: - |
| Afinidad electrónica (kJ/mol): - | |
PROPIEDADES FÍSICAS
| |
| Densidad (g/cm3): - | Color: - |
| Punto de fusión (ºC): - | Punto de ebullición (ºC): - |
| Volumen atómico (cm3/mol): - | |
HISTORIA
Descubridor: V. Ninov, K. Gregorich, W. Loveland, A. Ghiorso, D. Hofmann, D. Lee, H. Nitsche, W. Swiatecki, U. Kirbach, C. Laue, J. Adams, J. Patin, D. Shaughnessy, D. Strellis, P. Wilk.
Lugar de descubrimiento: Berkeley, California, USA.
Año de descubrimiento: 1999.
Origen del nombre: Nomenclatura sistemática IUPAC
Obtención: Se obtiene como producto de la desintegración del elemento 118. El elemento 118 se obtiene por fusión de plomo con kriptón, según: 208Pb + 86Kr = 293Uuo + 1n. Este núcleo se desintegra emitiendo una partícula alfa, lo cual conduce a la formación de un isótopo del elemento 116, el cual también sigue un proceso de desintegración: 293Uuo = 289Uuh + 4He.
MÉTODO DE OBTENCIÓN
-A partir del elemento 118.
APLICACIONES
-No se conocen, pues sólo se han creado unos átomos de este elemento.
3) GRUPO VA
El grupo VA del Sistema Periódico, o familia del nitrógeno, está formado por los elementos: nitrógeno, fósforo, arsénico, antimonio y bismuto.
Debido a su configuración electrónica, estos elementos no tienden a formar compuestos iónicos, más bien forman enlaces covalentes.
El carácter metálico aumenta considerablemente conforme se desciende en el grupo, siendo el nitrógeno y el fósforo no-metales, el arsénico y el antimonio semimetales y el bismuto un metal.
ELEMENTOS PROPIEDADES Y USOS
NITRÓGENO
Elemento químico, símbolo N, número atómico 7, peso atómico 14.0067; es un gas en condiciones normales. El nitrógeno molecular es el principal constituyente de la atmósfera ( 78% por volumen de aire seco). Esta concentración es resultado del balance entre la fijación del nitrógeno atmosférico por acción bacteriana, eléctrica (relámpagos) y química (industrial) y su liberación a través de la descomposición de materias orgánicas por bacterias o por combustión. En estado combinado, el nitrógeno se presenta en diversas formas. Es constituyente de todas las proteínas (vegetales y animales), así como también de muchos materiales orgánicos. Su principal fuente mineral es el nitrato de sodio.
- Tiene reactividad muy baja.
- A temperaturas ordinarias reacciona lentamente con el litio.
- A altas temperaturas, reacciona con cromo, silicio, titanio, aluminio, boro, berilio, magnesio, bario, estroncio, calcio y litio para formar nitruros; con O2, para formar NO, y en presencia de un catalizador, con hidrógeno a temperaturas y presión bastante altas, para formar amoniaco.
- El nitrógeno se obtiene a gran escala por destilación fraccionada de aire líquido.
- en el laboratorio se obtiene N2 de alta pureza por descomposición térmica de NaN3.
APLICACIONES
- La mayor parte del nitrógeno se utiliza en la formación de amoniaco. Ademas, el nitrógeno liquido se utiliza extensamente en criogenia para alcanzar bajas temperaturas y como gas para crear atmósferas inertes.
- obtención de fertilizantes.
- se usa en pequeñas cantidades en lamparas
- es componente básico del ácido nítrico, amoniaco, cianamidos, tintes, compuestos de colado o de plásticos derivados de la urea.
- cianuros y nitruros para cubiertas endurecedoras de metales y numerosos compuestos orgánicos sintéticos y otros nitrogenados.
PROPIEDADES
Símbolo N
Número atómico 7
Valencia 1,2,+3,-3,4,5
Estado de oxidación -3
Electronegatividad 3,0
Radio covalente (Å) 0,75
Radio iónico (Å) 1,71
Radio atómico (Å) 0,92
Configuración electrónica 1s22s22p3
Primer potencial de ionización (eV) 14,66
Masa atómica (g/mol) 14,0067
Densidad (g/ml) 0,81
Punto de ebullición (ºC) -195,79 ºC
Punto de fusión (ºC) -218,8
Descubridor Rutherford en 1772
FÓSFORO
Fósforo blanco: Es muy venenoso, insoluble en agua pero soluble en benceno y sulfuro de carbono. Es una sustancia muy reactiva, su inestabilidad tiene su origen en el ángulo de 60º de las unidades P4. Es la más reactiva de todas las formas alotrópicas.
Fósforo negro: Es cinéticamente inerte y no arde al aire incluso a 400°C.
Fósforo rojo: No es venenoso, insoluble en todos los disolventes y arde al aire por encima de los 400°C. Reacciona con los halógenos con menor violencia. Tiene una estructura polimérica con tetraedros P4 unidos entre sí.
OBTENCIÓN.
Fósforo blanco: Se obtiene al calentar Ca3(PO4)2 con arena (SiO2) y coque a 1400°C
Fósforo negro: Resulta de calentar el fósforo blanco a altas presiones.
Fósforo rojo: Se obtiene calentando el blanco en atmósfera inerte a 250°C.
APLICACIONES.
- El fósforo blanco se utiliza como incendiario, pero los compuestos de fósforo más empleados son el ácido fosfórico y los fosfatos.
- Acero: desoxidante; aumenta la resistencia y la resistencia a la corrosión ayudan a que las laminas de acero no se peguen entre sí.
- Bronce: Desoxidante; incrementa la dureza.
- Cobre: Desoxidante , incrementa la dureza y la resistencia; reduce la conductividad eléctrica.
- Latón: Desoxidante
- Pigmentos colorantes: Azules, verdes.
- Vidrio: vidrio especial resistente al ácido fluorhídrico; opacador.
- Textiles: Mordente.
Los fósforos blanco y rojo se obtienen comercialmente, pero tienen pocos usos, ademas de los de producir fuego.
El fósforo no se encuentra libre en la naturaleza. Sin embargo, sus compuestos abundan y están distribuidos ampliamente; se encuentran en muchos yacimientos de roca y minerales.
El fósforo es uno de los elementos esenciales para el crecimiento y desarrollo de las plantas.
PROPIEDADES
Símbolo P
Número atómico 15
Valencia +3,-3,5,4
Estado de oxidación +5
Electronegatividad 2,1
Radio covalente (Å) 1,06
Radio iónico (Å) 0,34
Radio atómico (Å) 1,28
Configuración electrónica [Ne]3s23p3
Primer potencial de ionización (eV) 11,00
Masa atómica (g/mol) 30,9738
Densidad (g/ml) 1,82
Punto de ebullición (ºC) 280
Punto de fusión (ºC) 44,2
Descubridor Hennig Brandt en 1669
Valencia +3,-3,5,4
Estado de oxidación +5
Electronegatividad 2,1
Radio covalente (Å) 1,06
Radio iónico (Å) 0,34
Radio atómico (Å) 1,28
Configuración electrónica [Ne]3s23p3
Primer potencial de ionización (eV) 11,00
Masa atómica (g/mol) 30,9738
Densidad (g/ml) 1,82
Punto de ebullición (ºC) 280
Punto de fusión (ºC) 44,2
Descubridor Hennig Brandt en 1669
ARSÉNICO
El arsénico se encuentra en cuatro formas alotrópicas metálica o arsénico alfa, gris, parda y amarilla. Tiene propiedades a la vez metálicas y no metálicas. Se sublima a 450 °C, sin fundir, dando vapores amarillos. El arsénico amarillo, por la acción de la luz, pasa a la forma parda y finalmente, a la gris. El arsénico metálico arde a 180 °C desprendiendo un olor a ajo muy característico, que permite reconocer hasta tazas de arsénico.
El arsénico es un metal de color gris de plata, extremadamente frágil y cristalizado que se vuelve negro al estar expuesto al aire. Es inadecuado para el uso común de los metales dada su toxicidad (extremadamente venenoso). es considerado como un elemento perjudicial en las aleaciones, ya que tiende a bajar el punto de fusión y a causar fragilidad.
APLICACIONES:
- El arsénico se usa en aleaciones no ferrosas para aumentar la dureza de las aleaciones de plomo facilitando la fabricación de perdigones
- Se aplica en la elaboración de insecticidas ( arseniato de calcio y plomo), herbicidas, raticidas y fungicidas
- Fabricación de vidrio, textiles, papeles, adhesivos de metal, preservantes de alimentos, procesos de bronceado y conservación de pieles
- El arsénico de máxima pureza se utiliza para la fabricación de semiconductores
- Se aplica en la elaboración de insecticidas ( arseniato de calcio y plomo), herbicidas, raticidas y fungicidas
- Se utiliza como colorantes de algunas pinturas y papeles en cerámicas y vidriería..
- Se usa en la industria de la pirotecnia para la preparación de bengalas .
Se encuentra comercialmente como metal en forma de terrones, en polvo o aleaciones.
PROPIEDADES
PROPIEDADES
Símbolo As
Número atómico 33
Valencia +3,-3,5
Valencia +3,-3,5
Estado de oxidación +5
Electronegatividad 2,1
Radio covalente (Å) 1,19
Radio iónico (Å) 0,47
Radio atómico (Å) 1,39
Configuración electrónica [Ar]3d104s24p3
Primer potencial de ionización (eV) 10,08
Masa atómica (g/mol) 74,922
Densidad (g/ml) 5,72
Punto de ebullición (ºC) 613
Punto de fusión (ºC) 817
Descubridor Antigüedad
ANTIMONIO
El antimonio no es un elemento abundante en la naturaleza, muy rara vez se encuentra en forma natural y con frecuencia se encuentra como una mezcla isomorfa con arsénico (allemonita). Su símbolo Sb se obtiene de la palabra Stibium.Es duro, frágil y cristalizado que no es ni maleable ni dúctil. Se encuentra en dos formas: amarilla y gris. La forma amarilla es metaestable y se compone de moléculas Sb4, la forma gris es metálica, la cual cristaliza en capas formando una estructura romboédrica.
El antimonio tiene una conductividad eléctrica menos en estado sólido que en estado líquido lo cual lo hace diferente a los metales normales, en forma metálica es muy quebradizo, de color blanco-azuloso con un brillo metálico característico, de apariencia escamosa.
APLICACIONES:
PROPIEDADES
- Producción de diodos, detectores infrarrojos y dispositivos de efecto Hall.
- Es usado como un aleante, ya que incrementa mucho la dureza y resistencia a esfuerzos mecánicos de la aleación. Aleaciones como Peltre, metal antifricción (con estaño), etc.
- Baterías, acumuladores, recubrimiento de cables, cojinetes y rodamientos.
- Sus compuestos en forma de óxidos se utilizan para la fabricación de materiales resistentes al fuego, tales como: esmaltes, vidrios, pinturas y cerámicos.
- El más importante de los compuestos en forma de óxido es el trióxido de antimonio el cual se usa principalmente como retardante de llama.
El antimonio se obtiene calentando el sulfuro con hierro, o calentando el sulfuro y el sublimado Sb4O6 obtenido se reduce con carbono. El antimonio de alta pureza se produce por refinado electrolítico.
PROPIEDADES
Símbolo Sb
Número atómico 51
Valencia +3,-3,5
Estado de oxidación +5
Electronegatividad 1,9
Radio covalente (Å) 1,38
Radio iónico (Å) 0,62
Radio atómico (Å) 1,59
Configuración electrónica [Kr]4d105s25p3
Primer potencial de ionización (eV) 8,68
Masa atómica (g/mol) 121,65
Densidad (g/ml) 6,62
Punto de ebullición (ºC) 1380
Punto de fusión (ºC) 630,5
Descubridor Antigüedad
BISMUTO
Es un metal pesado (es el elemento más metálico de este grupo), de color blanco grisáceo y cristalizado que tiene brillo muy apreciable. Es una de los pocos metales que se dilatan en su solidificación, también es el más diamagnético de todos los metales y su conductividad térmica es menor que la de otros metales (excepto la del mercurio). Se oxida ligeramente cuando esta húmedo y es inerte al aire seco a temperatura ambiente, cuando supera su punto de fusión se forma rápidamente una película de óxido.
APLICACIONES:
- Manufactura de compuestos farmacéuticos.
- Manufactura de aleaciones de bajo punto de fusión.
- Se utiliza en rociadoras automáticas, sellos de seguridad para cilindros de gas comprimido, soldaduras especiales.
- Las aleaciones que se expanden al congelarse se usan en fundición y tipos metálicos.
Se encuentra naturalmente como metal libre y en minerales, sus principales depósitos se encuentran en suramerica, aunque en norteamerica se obtiene como subproducto del refinado de minerales de plomo y cobre.
PROPIEDADES
Símbolo Bi
Número atómico 83
Valencia 3,5
Estado de oxidación +3
Electronegatividad 1,9
Radio covalente (Å) 1,46
Radio iónico (Å) 1,20
Radio atómico (Å) 1,70
Configuración electrónica [Xe]4f145d106s26p3
Primer potencial de ionización (eV) 8,07
Masa atómica (g/mol) 208,980
Densidad (g/ml) 9,8
Punto de ebullición (ºC) 1560
Punto de fusión (ºC) 271,3
Descubridor Antigüedad
4) ELEMENTOS DEL GRUPO 4
El grupo 4 de la tabla periódica lo comprenden los elementos titanio (Ti), circonio (Zr) y hafnio (Hf), así como el elemento rutherfordio (Rf), aunque no se suele tener en cuenta al referirse al grupo 4 pues se trata de un elemento sintético y radiactivo. "Grupo 4" es el nombre recomendado por la IUPAC; el antiguo nombre europeo es "grupo IVA", mientras que el nombre antiguo estadounidense es "grupo IVB". El nombre de la IUPAC no debe confundirse con los antiguos, dados con números romanos. Estos metales son bastante reactivos (sobre todo cuando están en forma de esponja porosa, de gran superficie específica, son pirofóricos; esto es, al exponerse a la acción del aire se vuelven rojos e inflaman espontáneamente). Al estar compactos son pasivos, casi inatacables por cualquier agente atmosférico.
TITANIO
El titanio es un elemento químico de símbolo Ti y número atómico 22. Se trata de un metal de transición de color gris plata. Comparado con el acero, aleación con la que compite en aplicaciones técnicas, es mucho más ligero (4,5/7,8). Tiene alta resistencia a la corrosión y gran resistencia mecánica, pero es mucho más costoso que aquél, lo cual limita sus usos industriales.
Es un metal abundante en la naturaleza; se considera que es el cuarto metal estructural más abundante en la superficie terrestre y el noveno en la gama de metales industriales. No se encuentra en estado puro sino en forma de óxidos, en la escoria de ciertos minerales de hierro y en las cenizas de animales y plantas. Su utilización se ha generalizado con el desarrollo de la tecnología aeroespacial, donde es capaz de soportar las condiciones extremas de frío y calor que se dan en el espacio y en la industria química, por ser resistente al ataque de muchos ácidos; asimismo, este metal tiene propiedades biocompatibles, dado que los tejidos del organismo toleran su presencia, por lo que es factible la fabricación de muchas prótesis e implantes de este metal.
CIRCONIO
El circonio o zirconio1 es un elemento químico de número atómico 40 y peso atómico 91.224. Situado en el grupo 4 de la tabla periódica de los elementos. Su símbolo es Zr. El nombre de circonio se toma del mineral circón, la fuente más importante de circonio, y que deriva de la palabra persa "zargun - زرگون", que significa "dorado".2
Es un metal de transición brillante, de color blanco grisáceo, duro, resistente a la corrosión, de apariencia similar alacero. Los minerales más importantes en los que se encuentra son el circón (ZrSiO4) y la badeleyita (ZrO2), aunque debido al gran parecido entre el circonio y el hafnio (no hay otros elementos que se parezcan tanto entre sí) realmente estos minerales son mezclas de los dos; los procesos geológicos no han sido capaces de separarlos. Se utiliza sobre todo en reactores nucleares (por su baja sección de captura de neutrones). También se emplea como refractario yopacificador, y en pequeñas cantidades como agente de aleación por su fuerte resistencia a la corrosión.
HAFNIO
El hafnio es un elemento químico de número atómico 72 que se encuentra en el grupo 4 de la tabla periódica de los elementos y se simboliza como Hf.
Es un metal de transición, brillante, gris-plateado, químicamente muy parecido al circonio, encontrándose en los mismos minerales y compuestos, y siendo difícil separarlos. Se usa en aleaciones con wolframio en filamentos y en electrodos. También se utiliza como material de barras de control de reactores nucleares debido a su capacidad de absorción de neutrones. Recientemente, se ha convertido en el material utilizado para fabricar los transistores de los procesadores de la conocida marca Intel.
RUTHERFORDIO
El rutherfordio (anteriormente llamado kurchatovio y unnilquadio) es un elemento químico de la tabla periódicacuyo símbolo es Rf y su número atómico es 104. Su nombre fue elegido en honor del Barón Ernest Rutherford, científico colaborador del modelo atómico y física nuclear. Este es un elemento sintético altamente radiactivo cuyoisótopo más estable es el 261Rf con una vida media de aproximadamente 13 horas.
5) ÁTOMO DEL CARBONO
Se trata del elemento de número atómico Z = 6. Por tal motivo su configuración electrónica en el estado fundamental o no excitado es 1s2 2s2 2p2. La existencia de cuatro electrones en la última capa sugiere la posibilidad bien de ganar otros cuatro convirtiéndose en el ion C4- cuya configuración electrónica coincide con la del gas noble Ne, bien de perderlos pasando a ion C4+ de configuración electrónica idéntica a la del He. En realidad una pérdida o ganancia de un número tan elevado de electrones indica una dosis de energía elevada, y el átomo de carbono opta por compartir sus cuatro electrones externos con otros átomos mediante enlaces covalentes. Esa cuádruple posibilidad de enlace que presenta el átomo de carbono se denomina tetravalencia.
ENLACES
ENLACE SIMPLE
Es la manera más sencilla en la que el carbono comparte sus cuatro electrones. Los enlaces se colocan apuntando a los cuatro vértices de un tetraedro regular, estando el carbono en el baricentro de dicho tetraedro. Se dice que el carbono actúa de manera tetragonal.
El ejemplo más simple lo representa el metano, en el que un átomo de carbono comparte cada uno de sus cuatro electrones exteriores con un átomo de hidrógeno, de modo que tanto el carbono como cada uno de los cuatro hidrógenos completan su última capa electrónica.
A la derecha tienes una simulación en la que puedes girar la molécula arrastrando mientras pulsas el botón izquierdo del ratón, y ampliarla arrastranso mientras pulsas el botón derecho.
Los cuatro enlaces del carbono se orientan simétricamente en el espacio de modo que considerando su núcleo situado en el centro de un tetraedro, los enlaces están dirigidos a lo largo de las líneas que unen dicho punto con cada uno de sus vértices. La formación de enlaces covalentes puede explicarse, recurriendo al modelo atómico de la mecánica cuántica, como debida a la superposición de orbitales o nubes electrónicas correspondientes a dos átomos iguales o diferentes.
ENLACE DOBLE
El carbono no tiene por qué formar los cuatro enlaces con cuatro átomos distintos. Puede darse el caso de que dos de esos enlaces los forme con un mismo átomo. Hablamos entonces de un enlace doble. Los dos electrones que le quedan al carbono se enlazan con otrs dos átomos mediante enlaces simples. En este caso, el enlace doble y los dos simples apuntan a los vértices de un triángulo casi equilátero. Se dice que el carbono actúa de forma trigonal.
El ejemplo más simple es el etileno, en el que los dos carbonos comparten dos electrones entre sí y los otros dos que les quedan a cada uno los comparten con dos átomos de hidrgeno. La estructura es trigonal y plana.
El ejemplo más simple es el etileno, en el que los dos carbonos comparten dos electrones entre sí y los otros dos que les quedan a cada uno los comparten con dos átomos de hidrgeno. La estructura es trigonal y plana.
ENLACE TRIPLE
Por último, puede el carbono formar tres enlaces con un mismo átomo, y el cuarto con un átomo distinto. Se habla entonces de un enlace triple. En este caso la molécula es lineal, y decimos que el carbono actúa de forma lineal.
El ejemplo más simple de esto es el acetileno, en el que dos carbonos se unen mediante un enlace triple y el electrón que les queda a cada uno lo comparten con un átomo de hidrógeno. Por supuesto, la molécula es lineal.También puede el carbono formar el enlace triple con otros elementos como el nitrógeno, como veremos más adelante.
El ejemplo más simple de esto es el acetileno, en el que dos carbonos se unen mediante un enlace triple y el electrón que les queda a cada uno lo comparten con un átomo de hidrógeno. Por supuesto, la molécula es lineal.También puede el carbono formar el enlace triple con otros elementos como el nitrógeno, como veremos más adelante.
6)PROPIEDADES GENERALES DEL CARBONO
El carbono (del latín: Carbo) es un elemento químico de número atómico 6 y símbolo C. Como miembro del grupo de los carbonoideos de la tabla periódica de los elementos. Es sólido a temperatura ambiente. Dependiendo de las condiciones de formación, puede encontrarse en la naturaleza en distintas formas alotrópicas, carbono amorfo y cristalino en forma de grafito o diamante respectivamente. Es el pilar básico de la química orgánica; se conocen cerca de 16 millones de compuestos de carbono, aumentando este número en unos 500.000 compuestos por año, y forma parte de todos los seres vivos conocidos. Forma el 0,2 % de la corteza terrestre.
CARACTERÍSTICAS
El carbono es un elemento notable por varias razones. Sus formas alotrópicas incluyen, una de las sustancias más blandas (el grafito) y una de las más duras (el diamante) y, desde el punto de vista económico, es de los materiales más baratos (carbón) y uno de los más caros (diamante). Más aún, presenta una gran afinidad para enlazarse químicamente con otros átomos pequeños, incluyendo otros átomos de carbono con los que puede formar largas cadenas, y su pequeño radio atómico le permite formar enlaces múltiples. Así, con el oxígeno forma el dióxido de carbono, vital para el crecimiento de las plantas (ver ciclo del carbono); con el hidrógeno forma numerosos compuestos denominados genéricamente hidrocarburos, esenciales para la industria y el transporte en la forma decombustibles fósiles; y combinado con oxígeno e hidrógeno forma gran variedad de compuestos como, por ejemplo, los ácidos grasos, esenciales para la vida, y los ésteres que dan sabor a las frutas; además es vector, a través delciclo carbono-nitrógeno, de parte de la energía producida por el Sol.1
COMPUESTOS INORGÁNICOS
El más importante óxido de carbono es el dióxido de carbono (CO2), un componente minoritario de la atmósfera terrestre (del orden del 0,04 % en peso) producido y usado por los seres vivos (ver ciclo del carbono). En el agua forma trazas de ácido carbónico (H2CO3) —las burbujas de muchos refrescos— pero, al igual que otros compuestos similares, es inestable, aunque a través de él pueden producirse iones carbonato estables por resonancia. Algunos minerales importantes, como la calcita, son carbonatos.
Los otros óxidos son el monóxido de carbono (CO) y el más raro subóxido de carbono (C3O2). El monóxido se forma durante la combustión incompleta de materias orgánicas y es incoloro e inodoro. Dado que la molécula de CO contiene un enlace triple, es muy polar, por lo que manifiesta una acusada tendencia a unirse a lahemoglobina, formando un nuevo compuesto muy peligroso denominado Carboxihemoglobina, impidiéndoselo al oxígeno, por lo que se dice que es un asfixiante de sustitución. El ión cianuro (CN−), tiene una estructura similar y se comporta como los iones haluro.
Con metales, el carbono forma tanto carburos como acetiluros, ambos muy ácidos. A pesar de tener una electronegatividad alta, el carbono puede formar carburos covalentes como es el caso de carburo de silicio (SiC) cuyas propiedades se asemejan a las del diamante.
ISOTOPOS
En 1961 la IUPAC adoptó el isótopo 12C como la base para la masa atómica de los elementos químicos.
El carbono-14 es un radioisótopo con un periodo de semidesintegración de 5730 años que se emplea de forma extensiva en la datación de especímenes orgánicos.
Los isótopos naturales y estables del carbono son el 12C (98,89 %) y el 13C (1,11 %). Las proporciones de estos isótopos en un ser vivo se expresan en variación (±‰) respecto de la referencia VPDB (Vienna Pee Dee Belemnite, fósiles cretácicos de belemnites, en Carolina del Sur). El δC-13 del CO2 de la atmósfera terrestrees −7‰. El carbono fijado por fotosíntesis en los tejidos de las plantas es significativamente más pobre en 13C que el CO2 de la atmósfera.
La mayoría de las plantas presentan valores de δC-13 entre −24 y −34‰. Otras plantas acuáticas, de desierto, de marismas saladas y hierbas tropicales, presentan valores de δC-13 entre −6 y −19‰ debido a diferencias en la reacción de fotosíntesis. Un tercer grupo intermedio constituido por las algas y líquenes presentan valores entre −12 y −23‰. El estudio comparativo de los valores de δC-13 en plantas y organismos puede proporcionar información valiosa relativa a la cadena alimenticia de los seres vivos.
TETRAVALENCIA
El átomo de carbono, pera cumplir con la ley de los octetos, puede ganar o perder cuatro electrones para alcanzar así la configuración electrónica de un gas noble. En la mayoría de los compuestos actúa como elemento electronegativo. Al formar compuestos como el oxígeno, hidrógeno, nitrógeno, y carbono lo hace por covalencia, es decir que comparte los electrones.
ESTABILIDAD DE LOS ENLACES
Los compuestos orgánicos presentan gran estabilidad debido a que el átomo de carbono tiene un volumen reducido y los enlaces covalentes que forman son fuertes y estables. Esta solidez en el enlace covalente permite la formación de largas cadenas con un número ilimitado de carbonos. Como ya se explicó, presenta cuatro electrones en su último nivel de valencia, lo cual determina que comparta los cuatro electrones en su último nivel de energía completando los ocho electrones
ESTRUCTURA TETRATONICA
los cuatro electrones de valencia se hallan situados dos en el orbital 2s y dos en el orbital p (px1 y en py1), esto implica que al encontrarse en diferentes orbitales tienen diferente cantidad de energía. Sin embargo, el análisis de rayos X demuestra que los cuatro enlaces formados por el átomo de carbono se encuentran en direcciones preestablecidas, es decir, las cuatro valencias del átomo de carbono son iguales, así como también sus ángulos. Estos enlaces los encontramos en direcciones preestablecidas ubicados en las direcciones de los vértices de un tetraedro, en cuyo centro se encuentra el núcleo
Recordemos que, la valencia está dado por los enlaces que un átomo es capaz de formar en un compuesto. El átomo de carbono está en la capacidad de formar cuatro enlaces con otros átomos de allí uno de los fundamentos de la química orgánica que es la tetracovalencia del átomo de carbono, que se explica con la teoría de la hibridación partiendo del estado fundamental y excitado del átomo de carbono. Cuando un átomo de carbono se encuentra en estado libre, tiene una distribución electrónica determinada y a esa distribución se la denomina el estado fundamental.
Pero cuando el átomo de carbono está formando compuestos presenta otra distribución electrónica a la que se llama estado excitado.
TEORÍA DE HIBRIDACION
La teoría de la hibridación del átomo de carbono consiste en el re ordenamiento de los electrones para que cada uno de los cuatro orbitales posea la misma cantidad de energía, es decir que la hibridación es la mezcla de los orbitales puros con el fin de obtener un mismo número de orbitales híbridos. La configuración electrónica cambia cuando uno de los electrones del orbital s adquieren más energía y saltan al orbital pz, que está vacío. En este momento pasan del estado fundamental al estado excitado. Es aquí donde el átomo de carbono tiene cuatro electrones impares y cada uno puede formar un enlace que representa las cuatro valencias.
Estado excitado del átomo de carbono.
La excitación que se produce en el átomo de carbono es simultanea a ala re estructuración en las características energéticas de los electrones, que permite una alteración en la forma y orientación de los orbitales s y p, ya que sus orbitales tienen un mismo nivel de energía y además un continuo movimiento en sus orbitales.
En el átomo de carbono presenta tres tipos de hibridadción que son: hibridación tetraedral, hibridación trigonal e hibridadción digonal.
Estado excitado del átomo de carbono.La excitación que se produce en el átomo de carbono es simultanea a ala re estructuración en las características energéticas de los electrones, que permite una alteración en la forma y orientación de los orbitales s y p, ya que sus orbitales tienen un mismo nivel de energía y además un continuo movimiento en sus orbitales.
En el átomo de carbono presenta tres tipos de hibridadción que son: hibridación tetraedral, hibridación trigonal e hibridadción digonal.
HIBRIDACION TETAEDRAL
la hibridación sp3 o tetraedral se da por la combinación de los orbitales s y p, que dan origen a la formación de orbitales nuevos iguales que poseen la misma energía, en los cuales cada uno tiene un electrón. La hibridación tetraedral da lugar a la formación de compuestos por enlace covalente.
HIBRIDACION TRIGONAL
Cuando en una combinación intervienen un orbital s y dos orbitales p, se originan tres orbitales sp2 equivalentes, que tienen sus ejes de simetría en el mismo plano y forman entre si ángulos de 120°, por lo tanto, queda constituido de la siguiente manera: 2 (sp2)1 2(sp2)1 2pz1.
Por otra parte, el tercer orbital, es decir, 2pz, que no intervino en la hibridación, presenta una dirección que es perpendicular con el plano de los demás orbitales hibidos. Este tipo de hibridación (trigonal) es común en los compuestos los cuales se unen dos átomos de carbono por enlace covalente doble.
HIBRIDACION DIAGONAL
la hibridación digonal se da pro la combinación de los electrones de los orbitales 2s y 2px, en donde los electrones de los orbitales py y pz, quedan inmutables y se mantienen. La hibridación digonal da lugar a la formación de dos orbitales colineales híbridos denominados sp, que originan ángulos de 180°. El segundo nivel, por lo tanto, queda constituido de la siguiente manera: 2 (sp)1 2 (sp)1 2py1 2pz1.
Este tipo de hibridación es característico de los compuestos en los cuales dos átomos de carbono se unen por enlace covalente triple, formando entre si los ángulos de 180° ya antes mencionados.
De acuerdo con los tipos de hibridación, en los compuestos orgánicos se pueden dar diferentes tipos de enlaces: enlace triple, enlace doble, enlace simple por supuesto todos covalentes entre carbono carbono.
Este tipo de hibridación es característico de los compuestos en los cuales dos átomos de carbono se unen por enlace covalente triple, formando entre si los ángulos de 180° ya antes mencionados.
De acuerdo con los tipos de hibridación, en los compuestos orgánicos se pueden dar diferentes tipos de enlaces: enlace triple, enlace doble, enlace simple por supuesto todos covalentes entre carbono carbono.
ORBITAS MOLECULARES
Son los orbitales en los cuales se encuentra el par de electrones compartidos en un enlace covalente teniendo como característica esencial es su continuo dinamismo lo que quiere decir que ocupan orbitales equivalentes a los orbitales atómicos.
Estos orbitales están dispuestos en el espacio alrededor de dos o más núcleos atómicos a diferencia de los orbirtales atómicos los que orbitan alrededor de un solo núcleo, hay dos tipos de orbitales: Pi y sigma
Estos orbitales están dispuestos en el espacio alrededor de dos o más núcleos atómicos a diferencia de los orbirtales atómicos los que orbitan alrededor de un solo núcleo, hay dos tipos de orbitales: Pi y sigma
ORBITALES SIGMA
Estos orbitales son uniformemente simétricos en torno del eje intermolecular, y se generan por el solapamientos entre un orbital sp3, sp2 y sp, de un carbono y un sp2 de otro carbono. es decir que los orbitales sigma, constituyen un nuevo orbital molecular simétrico alrededor del eje intermolecular.
ORBITALES PI(n)
Cuando los orbitales p se sobreponen o solapan lado con lado perpendicularmente al eje intermolecuar en forma asimétrica forma dos pares o mitades idénticas, una encima y una debajo del eje los que se denominan lóbulos los que guardan simetría con relación al eje. En el gráfico anterior las líneas entrepunteadas constituyn el eje intermolecular en donde se observa el enlace sigma y en sima y por de bajo de el los lóbulos o enlaces Pi. Los orbitales Pi constituyen un orbital molecular en cuya región se encuentran dos electrones cuyas cargas eléctricas ayudan a mantener unidos a los dos núcleos del carbono.
En enlaces carbono-carbono simple solo se presentan enlaces sigma o enlace fuerte el cual es difícil de romper en reacciones químicas, en los enlaces dobles se encuentra enlaces sigma y Pi, uno de cada uno, en los enlaces triples (como ya vimos) existe un enlace sigma y dos Pi uno por encima y debajo del sigma, estos enlaces Pi son más faciles de romper por ejemplo en reacciones de adición como es el caso de la hidratación del buteno en donde al agregar agua, en presencia de ácido slfúrico al diez por ciento, un hidroxilo ingresa y rompe el enlace doble y el hidrógeno restante ingresa a carbono 1 en este caso formando el 2-butanol.
En enlaces carbono-carbono simple solo se presentan enlaces sigma o enlace fuerte el cual es difícil de romper en reacciones químicas, en los enlaces dobles se encuentra enlaces sigma y Pi, uno de cada uno, en los enlaces triples (como ya vimos) existe un enlace sigma y dos Pi uno por encima y debajo del sigma, estos enlaces Pi son más faciles de romper por ejemplo en reacciones de adición como es el caso de la hidratación del buteno en donde al agregar agua, en presencia de ácido slfúrico al diez por ciento, un hidroxilo ingresa y rompe el enlace doble y el hidrógeno restante ingresa a carbono 1 en este caso formando el 2-butanol.
7) CARACTERÍSTICAS DE ÁTOMO DE CARBONO
- El grupo 4 de la tabla está conformado por los siguientes elementos: carbono, silicio, germanio, estroncio y plomo.
- El carbono y el silicio son los elementos más importantes. El primero por ser componente fundamental de los organismos vivos; el segundo por ser el más abundante de los componentes del suelo y las rocas.
-El carbono es el primer miembro del grupo IV; es el segundo elemento después del hidrógeno, que constituye numerosos compuestos, debido a su facilidad de combinación con otros carbonos y con otros elementos.
-Las distintas formas del mismo elemento que difieren en el enlazamiento se llaman alótropos, o formas alotrópicas; el diamante, grafito y el carbono amorfo son alótropos. Los alótropos difieren en propiedades físicas y químicas. Por ejemplo, la densidad del diamante (3.51 g/cm3) es mayor que la del grafito (2.22 g/cm3). El grafito es más estable que el diamante, en condiciones ordinarias. Sin embargo, hay que romper demasiados enlaces carbono-carbono para que el diamante se trasforme en grafito. Para romper los enlaces se requiere energía, y para transformar el diamante en grafito se requeriría además un tiempo extremadamente largo.
- En 1985 se descubrió un cuarto alótropo del carbono, en la Universidad de Rice, en Houston, Texas. Los cristales amarillos de este alótropo están formados por moléculas esféricas de C60. Como las moléculas de C60 tienen la forma de domos geodésicos inventados por Buckminster Fuller, a este alótropo se le dio el nombre de buckminsterfullereno. Con frecuencia se abrevia como esferas bucky. Algunos grupos de investigadores estadounidenses y alemanes encontraron en 1990 un método para producir C60 en cantidades relativamente grandes.
-Desde entonces es uno de los temas más investigados. Resulta que las esferas bucky son un miembro de una gran familia de moléculas de carbono llamadas fullerenos, que tienen muchas propiedades interesantes y potencialmente útiles. Por ejemplo, un compuesto soluble en agua preparado a partir de las esferas bucky tiene actividad antiviral y ha demostrado tener actividad in-vitro contra VIH. Sin embargo, las esferas bucky aún son muy costosas; su precio era de 945 dólares por gramo en 1997.
-En 1991 se descubrió otra forma del carbono: los nanotubos. Son cilindros formados por capas grafitoides de carbono, cerradas por hemisferios de carbono de fullereno. Esos tubos sólo tienen nanómetros de diámetro, pero pueden tener cientos de micras de longitud. Son muy resistentes, 100 veces más que el acero, con sólo la sexta parte de la masa. Dependiendo de su geometría, pueden comportarse como metales, semiconductores o aisladores, y se espera encontrarles aplicaciones prácticas más pronto que a los fullerenos.
-El carbono amorfo en contraste con el grafito y el diamante se le puede preparar de diversas maneras, pero raras veces se obtiene puro; ejemplos de carbono amorfo son: el carbón vegetal, el coque, el carbón animal, el carbón de azúcar, el hollín y el negro de humo.
- Los átomos de carbono forman enlaces unos con otros originando largas cadenas que pueden ser lineales, ramificadas o anillares. Gracias a esta pro piedad existen más de 18 millones de compuestos del carbono mientras que en la química inorgánica o mineral sólo existen unos 6 millones de compuestos.
- La causa de este elevado número de compuestos radica en las siguientes propiedades:
- El carbono es tetravalente
- Esta situado en la parte central de la tabla periódica, puede unirse con los elementos de la derecha o de la izquierda.
- Puede unirse con otros átomos de carbono, formando compuestos en cadena.
- Presenta numerosos isómeros a medida que aumenta el número de carbonos en los compuestos.
Presentado por: Anguie maritza rubiano 11-2
No hay comentarios:
Publicar un comentario