Introducción

Este trabajo está diseñado para aprender a cerca de la tabla periódica, se

hará una profundización, llegando así, a los grupos 4,5,6 y 7 con sus

respectivas características y todo lo que se debe saber con respecto a éstos.

Debemos tener en cuenta que para adentrarnos al mundo de la química y

todo lo que tiene que ver respecto a este tema, primero debemos empezar

con un elemento esencial y que nos acompañara en todo nuestro camino,

estoy haciendo referencia a la tabla periódica.

Para empezar nuestras temáticas, primero, me gustaría comenzar con el

concepto de lo que es una tabla periódica y tengamos en cuenta su función,

pues bien, la tabla periódica de los elementos nos ayuda

a clasificar, organizar y distribuir de forma correcta todos los elementos

químicos, de acuerdo a sus propiedades y características, la funciona

principal que tiene es la de establecer un orden especifico agrupando los

elementos.

A través de este documento se aprenderán temas de gran relevancia, temas

y conceptos básicos que nos ayudaran durante el correcto desarrollo de las

diferentes actividades programadas durante el año. No siendo más, espero

que este trabajo sea realmente fructífero para así conseguir un aprendizaje

significativo

Objetivos

Se pretende conocer conceptos básicos, aprender terminología, para

poder adquirir un leguaje significativo.

Conocer de manera profundizada todo lo relacionado con la tabla

periódica.

Profundizar y conocer a cerca de los grupos de la tabla periódica,

específicamente los grupos 4, 5, 6 y 7.

Conocer todo lo relacionado con los enlaces químicos y así mismo,

presentar los debidos ejemplos para clarificar cualquier duda que se

pueda llegar a presentar.

Aprender y tener claros los conceptos y temas que se van a presentar

durante el trascurso del desarrollo de este trabajo.

La tabla Periódica

Se conoce como tabla periódica de los elementos, sistema periódico o

simplemente como tabla periódica, a un esquema diseñado para organizar

y segmentar cada elemento químico, de acuerdo a las propiedades y

particularidades que posea.

Es una herramienta fundamental para el estudio de la química pues permite

conocer las semejanzas entre diferentes elementos y comprender qué

puede resultar de las diferentes uniones entre los mismos.

Proceso de desarrollo

del sistema periódico

Según se advierte al investigar sobre la

tabla periódica, la historia de esta

estructura está relacionada al

descubrimiento de los diferentes

elementos químicos y a la necesidad de

ordenarlos de alguna manera.

Desde los comienzos de la ciencia se

intenta comprender el por qué y el cómo de

la materia y los elementos que conforman

nuestro sistema. Gracias a las diferentes

experiencias de los científicos cada vez se

ha podido descomponer aún más la

materia para analizarla palmo a palmo,

llegando finalmente a averiguar que es mucho más compleja que lo que a

simple vista parece.

A partir del siglo XIX los científicos tuvieron la necesidad de establecer un

orden en los elementos descubiertos. La forma en la que decidieron hacerlo,

fue partiendo de sus masas atómicas y agrupando aquellos que se

asemejaran; sin embargo esta tarea no era tan sencilla ya que era difícil

reflejar en un cuadro ordenado las similitudes y diferencias entre unos y

otros.

Finalmente, en 1869 Mendeléyev presentó la primera versión de la tabla periódica. La misma estaba compuesta por una columna

con 63 elementos, agrupados de acuerdo a sus propiedades en común, y varios espacios en blanco. El químico ruso asumía que

faltaban algunos no habían sido descubiertos, los correspondientes a las masas atómicas que aún no se conocían y que permitían

que la tabla tuviera una regularidad numérica absoluta. Pese a que en su momento, su teoría no fue aceptada, pues parecía poco

exacta, años más tarde al descubrir los elementos faltantes, se comprobó que Mendeléyev tenía razón.

Más tarde, Mendeléyev añadió las fórmulas correspondientes a los óxidos e hidruros de cada sección. A finales del siglo XIX, la tabla

periódica comenzó a incluir el grupo cero (con los denominados gases nobles), llamado de esa forma por la ausencia de actividad

química (de valencia cero).

El químico Döbereiner fue quien en 1817 presentó un informe donde se

plasmaba la relación que existía entre la masa y las propiedades de los

diferentes elementos. Así formó los grupos de elementos semejantes, como

lo son las triadas, como la que forman cloro, bromo y yodo, donde la masa

de uno de ellos se ubica en medio de los otros dos. Partiendo de esa

investigación, en 1850, se llegaron a armar

alrededor de 20 triadas.

Posteriormente, Chancourtois y Newlands

descubrieron la Ley de las octavas que

permitió mejorar no sólo la distribución de los

elementos en la tabla, sino las relaciones en

ella plasmadas. Dicha Ley observa que las

propiedades químicas se repiten

sucesivamente cada ocho elementos. Sin

embargo algunos elementos rompían con

ella, por lo que no era suficiente para

establecer una coherencia clara en la tabla.

Cuando en 1869 Meyer comprobó que el volumen atómico de los elementos

presentaba una cierta periodicidad; se supo que ciertos elementos que

tenían un volumen similar a aquellos elementos que se les parecen en

composición.

Finalmente, en 1869 Mendeléyev presentó la primera versión de la tabla

periódica. La misma estaba compuesta por una columna con 63 elementos,

agrupados de acuerdo a sus propiedades en común, y varios espacios en

blanco. El químico ruso asumía que faltaban algunos no habían sido

descubiertos, los correspondientes a las masas atómicas que aún no se

conocían y que permitían que la tabla tuviera una regularidad numérica

absoluta. Pese a que en su momento, su teoría no fue aceptada, pues

parecía poco exacta, años más tarde al descubrir los elementos faltantes, se

comprobó que Mendeléyev tenía razón.

Más tarde, Mendeléyev añadió las fórmulas correspondientes a los óxidos e

hidruros de cada sección. A finales del siglo XIX, la tabla periódica comenzó

a incluir el grupo cero (con los denominados gases nobles), llamado de esa

forma por la ausencia de actividad química (de valencia cero).

Organización de la

tabla periódica

Los elementos están distribuidos en filas (horizontales) denominadas

períodos y se enumeran del 1 al 7 con

números arábigos. Los elementos de

propiedades similares están reunidos en

columnas (verticales), que se denominan

grupos o familias; los cuales están

identificados con números romanos y

distinguidos como grupos A y grupos B. Los

elementos de los grupos A se conocen como

elementos representativos y los de los

grupos B como elementos de transición. Los

elementos de transición interna o tierras

raras se colocan aparte en la tabla periódica en dos grupos de 14 elementos,

llamadas series lantánida y actínida.

La tabla periódica también permite clasificar a los elementos en metales, no

metales y gases nobles. Una línea diagonal quebrada ubica al lado izquierdo

a los metales y al lado derecho a los no metales. Aquellos elementos que se

encuentran cerca de la diagonal presentan propiedades de metales y no

metales; reciben el nombre de metaloides.

Son buenos conductores del calor y la electricidad, son

maleables y dúctiles, tienen brillo característico.

Pobres conductores del calor y la electricidad, no poseen

brillo, no son maleables ni dúctiles y son frágiles en estado sólido.

poseen propiedades intermedias entre Metales y No Metales.

La ley periódica

Es la base de la tabla periódica de los elementos. Esta ley señala que las

propiedades químicas y físicas de los elementos tienden a repetirse de

manera sistemática a medida que se incrementa el número atómico. La

tabla, por lo tanto, es una especie de esquema que se encarga de ordenar

los elementos químicos de acuerdo al orden creciente de los números

atómicos.

Un químico británico llamado John

Alexander Reina Newlands (1838–1898)

fue uno de los precursores de este

concepto al proponer la ley de las octavas,

que indicaba que cada ocho elementos se

encuentran propiedades similares. Bajo

esta idea, Newlands elaboró una tabla

periódica en 1863.

El químico alemán Julius Lothar Meyer (1830–1895) se basó en estas

nociones para descubrir los volúmenes atómicos de los elementos. Tras

calcular los diferentes pesos atómicos y realizar gráficos con dichos valores,

este experto logró demostrar que el aumento del peso atómico se

correspondía a un incremento de las propiedades físicas. Los trabajos de

Meyer respecto a la ley periódica fueron publicados en 1870.

El químico ruso Dmitri Mendeleiev (1834–1907),

sin embargo, es quien se ha quedado con el

mérito histórico como creador de la tabla

periódica de los elementos. Su trabajo consistió

en ordenar los elementos de acuerdo a su masa

atómica y situar en unas mismas columnas

aquellas que tenían algo en común. Su tabla,

presentada en 1869, se basó en la alteración

manual de las propiedades químicas.

Las columnas verticales de la tabla periódica se conocen como grupos e

incluyen elementos con idéntica valencia atómica (y que, por lo tanto,

presentan propiedades parecidas entre sí). Las filas horizontales, por su

parte, reciben el nombre de periodos y agrupan los elementos con

propiedades que son diferentes pero cuyas masas resultan similares.

Ley de Moseley

Esta ley empírica, cuya autoría pertenece al físico de origen británico Henry

Moseley en el año 1913, define que cuando un átomo emite un rayo X existe

una relación de tipo sistemática entre su número atómico y la longitud de

onda.

La importancia de dicha ley reside en que dejó atrás la noción de que el

número atómico fuera simplemente la representación del puesto que tenía

cada elemento en la tabla periódica, el cual había sido asignado casi sin

motivo específico por Mendeleiev.

Teoría de la capa

electrónica

En la clasificación periódica, los gases nobles, que no son reactivos en la

mayoría de los casos (valencia = 0), están interpuestos entre un grupo de

metales altamente reactivos que forman compuestos con valencia +1 y un

grupo de no metales también muy reactivos que forman compuestos con

valencia -1. Este fenómeno condujo a la teoría de que la periodicidad de las

propiedades resulta de la disposición de los electrones en capas alrededor

del núcleo atómico. Según la misma teoría, los gases nobles son por lo

general inertes porque sus capas electrónicas están completas; por lo tanto,

otros elementos deben tener algunas capas que están sólo parcialmente

ocupadas, y sus reactividades químicas están relacionadas con los

electrones de esas capas incompletas. Por ejemplo, todos los elementos que

ocupan una posición en el sistema inmediatamente anterior a un gas inerte,

tienen un electrón menos del número necesario para completar las capas y

presentan una valencia -1 y tienden a ganar un electrón en las reacciones.

Los elementos que siguen a los gases inertes en la tabla tienen un electrón

en la última capa, y pueden perderlo en las reacciones, presentando por

tanto una valencia +1.

Un análisis del sistema periódico, basado en esta teoría, indica que la

primera capa electrónica puede contener un máximo de 2 electrones, la

segunda un máximo de 8, la tercera de

18, y así sucesivamente. El número total

de elementos de cualquier periodo

corresponde al número de electrones

necesarios para conseguir una

configuración estable. La diferencia entre

los subgrupos A y B de un grupo dado

también se puede explicar en base a la

teoría de la capa de electrones. Ambos

subgrupos son igualmente incompletos

en la capa exterior, pero difieren entre

ellos en las estructuras de las capas

subyacentes. Este modelo del átomo

proporciona una buena explicación de los enlaces químicos.

Teoría Cuántica

El desarrollo de la teoría cuántica y su aplicación a la estructura atómica,

enunciada por el físico danés Niels Bohr y otros científicos, ha aportado una

explicación fácil a la mayoría de las características detalladas del sistema

periódico. Cada electrón se caracteriza por cuatro números cuánticos que

designan su movimiento orbital en el espacio. Por medio de las reglas de

selección que gobiernan esos

números cuánticos, y del

principio de exclusión de

Wolfgang Pauli, que establece

que dos electrones del mismo

átomo no pueden tener los

mismos números cuánticos, los

físicos pueden determinar

teóricamente el número máximo

de electrones necesario para

completar cada capa,

confirmando las conclusiones

que se infieren del sistema

periódico.

Desarrollos posteriores de la teoría cuántica revelaron por qué algunos

elementos sólo tienen una capa incompleta (en concreto la capa exterior, o

de valencia), mientras que otros también tienen incompletas las capas

subyacentes. En esta última categoría se encuentra el grupo de elementos

conocido como lantánidos, que son tan similares en sus propiedades que

Mendeléiev llegó a asignarle a los 14 elementos un único lugar en su tabla.

Sistema periódico largo

La aplicación de la teoría cuántica sobre la estructura atómica a la ley

periódica llevó a reformar el sistema periódico en la llamada forma larga, en

la que prima su interpretación electrónica. En el sistema periódico largo,

cada periodo corresponde a la formación de una nueva capa de electrones.

Los elementos alineados tienen estructuras electrónicas estrictamente

análogas. El principio y el final de un periodo largo representan la adición de

electrones en una capa de valencia; en la parte central aumenta el número

de electrones de una capa subyacente.

Simbología de la tabla

periódica

Es posible que algunas marcas de tabla periódica incluyan menos, o bien

más, información de la que se brinda aquí.

Organización de la

tabla periódica

Hasta esta fecha se conocen 118 elementos químicos en toda la tierra, los

que están organizados de acuerdo a varias de sus propiedades físicas y,

especialmente, químicas, siendo la mas importante el numero atómico. Sin

embargo, estos elementos pueden organizarse de diferentes maneras

dentro de la tabla periódica, sin que ellos pierdan su lugar asignado dentro

de la misma, todo para alcanzar un mejor estudio de tales elementos.

La tabla periódica está organizada en periodos y grupos:

La tabla periódica tiene tan solo siete periodos, aun

cuando las hileras seis y siete se repiten; un periodo es un grupo

horizontal de elementos químicos, organizados siempre en orden

creciente de sus números atómicos; el mismo está identificado con

números y letras;los números están localizados a la izquierda del

lector, y van desde el 1 hasta el 7, mientras que las letras se ubican a

la derecha, y van desde la K hasta la Q (mayúsculas).

es un conjunto vertical de elementos químicos, o sea

una columna, cuyas propiedades son similares entre sí, al igual que

en los periodos. Ellos se identifican con un número romano y una

letra mayúscula, situados en la parte superior de la columna.

Hay un total de 18 grupos, divididos en dos secciones: la sección A y

la sección B. La primera contiene 8 grupos y la segunda 10(el grupo

VIII B contiene 3 columnas).

A continuación nos centraremos en unos grupos específicos de la

tabla periódica.

Grupo número 4 de la

tabla periódica

Está conformado por los siguientes elementos:

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, metal con el 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 el acero, lo cual limita su uso industrial.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.

Es un metal de transición

su Densidad es de 4507 kg/m3.

Tiene un punto de fusión de 1675ºC (1941 K).

Es de color plateado grisáceo

Paramagnético. No se imanta gracias a su estructura electrónica

Muy resistente a la corrosión y oxidación

Poca conductividad. No es muy buen conductor del calor ni de la

electricidad.

Se encuentra en forma de óxido, en la escoria de ciertos minerales y

en cenizas de animales y plantas.

Presenta dimorfismo, a temperatura ambiente tiene estructura

hexagonal compacta (hcp) llamada fase alfa. Por encima de 882 ºC

presenta estructura física centrada

en el cuerpo (bcc) se conoce como

fase beta.

La resistencia a la corrosión que

presenta es debida al fenómeno de

pasivación que sufre (se forma un

óxido que lo recubre). Es resistente a

temperatura ambiente al ácido

sulfúrico (H2SO4) diluido y al ácido

clorhídrico (HCl) diluido, así como a

otros ácidos orgánicos, también es resistente a las bases, incluso en

caliente. Sin embargo se puede disolver en ácidos en caliente.

Asimismo, se disuelve bien en ácido fluorhídrico (HF), o con fluoruros

en ácidos. A temperaturas elevadas puede reaccionar fácilmente con

el nitrógeno, el oxígeno, el hidrógeno, el boro y otros no metales.

Sus iones no tienen existencia a pH básicos.

Es un elemento químico de número atómico 40

situado en el grupo 4 de la tabla periódica de los elementos. Su

símbolo es Zr. Es un metal duro, resistente a la corrosión, similar

al acero. 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) y para formar

parte de aleaciones con

alta resistencia a la

corrosión.

Es un metal blanco grisáceo, brillante y muy resistente a la corrosión.

Es más ligero que el acero con una dureza similar a la del cobre.

Cuando está finamente dividido puede arder espontáneamente en

contacto con el aire (reacciona antes con el nitrógeno que con el

oxígeno), especialmente a altas temperaturas. Es un metal resistente

frente a ácidos, pero se puede disolver con ácido fluorhídrico (HF),

seguramente formando complejos con los fluoruros. Sus estados de

oxidación más comunes son +2, +3 y +4.

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.

Es un metal dúctil, brillante,

plateado y resistente a la corrosión;

químicamente muy similar al

circonio. Estos dos elementos tienen el mismo número de electrones en sus

capas exteriores y sus radios iónicos son muy similares debido a la

contracción de los lantánidos. Por eso son muy difíciles de separar (los

procesos geológicos no los han separado y en la naturaleza se encuentran

juntos) y no hay otros elementos químicos que se parezcan más entre sí.

Las únicas aplicaciones para las cuales

es necesario separarlos es en aquellas en

las que se utilizan por sus propiedades de

absorción de neutrones, en reactores

nucleares.

El rutherfordio

es un elemento químico artificial de

origen sintético y que se identifica

por su alta radiactividad,

conociéndose muy poco sobre sus

propiedades. Por tal razón, no posee utilidad comercial. Su uso más

común es en la investigación científica.

Grupo número 5

de la tabla periódica

Está conformado por los siguientes elementos:

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.

Es un macro mineral muy relacionado con el calcio, tanto

en las funciones compartidas, como en las fuentes alimentarias donde

está presente o sus recomendaciones de consumo. A mayor necesidad

de uno, mayor necesidad del otro. La biodisponibilidad del fósforo

mejora en presencia de vitamina D, Vitamina C y proteínas, entre otros.

Aunque está presente en cada célula, principalmente, el fósforo se

encuentra en dientes y huesos, y constituye aproximadamente el 1% del

peso total de una persona.

Una característica estructural interesante de muchos de los compuestos del fósforo conocidos es la formación de estructuras tipo jaula. Ejemplos de estas moléculas son el fósforo blanco, P4, y uno de los pentóxidos de fósforo, P4O10. Las estructuras tipo red son comunes; por ejemplo, los cristales de fósforo negro en que los átomos están enlazados unos con otros.

En la mayor parte de sus compuestos, el fósforo está enlazado químicamente a cuatro átomos inmediatos. Hay gran número de compuestos en los que uno de los cuatro átomos está ausente y en su lugar hay un par de electrones no compartidos

: Se encuentra en cuatro formas alotrópicas

metálica o arsénico alfa, grises, pardos y amarillos. 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 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 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.

:

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.

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.

:

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.

Grupo número 6 de la

tabla periódica

Estos metales de transición presentan 6 electrones de valencia: 2 electrones

s de la última capa y 4 electrones d de la penúltima. El estado de oxidación

máximo que pueden alcanzar es el +6 y la estabilidad de este estado

aumentan con el número atómico y decrece (a números de oxidación más

pequeños, a medida que decrece el número atómico.

Son de color plateado y poseen brillo metálico

Son sólidos a temperatura ambiente

Conducen calor y electricidad

Presentan altos puntos de fusión y de ebullición

Predomina el estado de oxidación +6

Son muy resistentes a la corrosión.

Son bastante reactivos. La

reactividad aumenta a

medida que se desciende

en el grupo.

Forman compuestos de

coordinación, esto debido a

su facilidad para formar

enlaces covalentes con la

participación de electrones

d y por su tendencia a reaccionar químicamente en diferentes estado

de oxidación estables y a cambiar con relativa facilidad de unos

estados de oxidación a otros.

A este grupo pertenecen los siguientes elementos:

es usado primordialmente en aleaciones con otros metales

como hierro, níquel o cobalto, ya que permite elevar la dureza,

tenacidad y resistencia a la corrosión. Un ejemplo de este tipo de

aleaciones es la del acero inoxidable, donde el cromo constituye el 10%

o más de la composición final.

Este metal de transición es utilizado principalmente en

aleaciones, entre la que destacan los aceros más duros y resistentes.

Para la elaboración de acero inoxidable es usado una proporción de

aproximadamente 6% de molibdeno. Esta aleación es muy buena ya

que soporta altas temperaturas y presiones siendo muy resistente, por

lo que se emplea en la construcción, en la elaboración de piezas de

aviones y coches.

El wolframio al igual

que los metales anteriores, es usado

principalmente en aleaciones para la

elaboración de filamentos, lámparas

eléctricas, tubos para televisión y

dispositivos electrónicos todo tipo. En

la actualidad, se empezó a utilizar en

los vibradores de los móviles, en las

pesas para los aparejos de pesca,

bolas de los bolígrafos y las puntas de

los dardos profesionales.

Al igual que muchos elementos radiactivos y sintéticos,

al producirse en pequeñas cantidades, no poseen uso comercial. Por

lo tanto, es empleado en la investigación científica.

Grupo número 7 de la

tabla periódica

Pertenece a los metales de transición y es nombrado también como

la familia del manganeso, ya que los elementos que lo conforman poseen

comportamientos representativos del elemento principal. En este caso es el

manganeso.

Son de color plateado y poseen brillo metálico

Son sólidos a temperatura ambiente

Conducen calor y electricidad

Presentan altos puntos de fusión y de ebullición

Predomina el estado de oxidación +7

El tecnecio y le renio no poseen isotopos estables.

Son atacados lentamente por el oxígeno a temperatura ambiente, pero

rápidamente a temperaturas elevadas.

Son bastante reactivos. La reactividad aumenta a medida que se

desciende en el grupo.

Forman compuestos de coordinación, esto debido a su facilidad para

formar enlaces covalentes con la participación de electrones d y por su

tendencia a reaccionar químicamente en diferentes estado de

oxidación estables y a cambiar con relativa facilidad de unos estados

de oxidación a otros.

A este grupo pertenecen los siguientes elementos

Es utilizado ampliamente en aleación con el hierro

originando una aleación llamada ferromanganeso, que posee una gran

dureza y se usa para elaborar aceros especiales. Por ejemplo, las cajas

fuertes las realizan con este acero que tiene aproximadamente un 12%

de manganeso.

Este elemento se emplea principalmente como

inhibidor de la corrosión para el acero. De igual manera, es muy

eficaz como súper- conductor.En la medicina nuclear y la química es

usado el tecnecio en las técnicas escintigráficas como trazador por su

corto período y su habilidad para fijarse en los tejidos.

es un elemento bastante resistente a la corrosión, por lo

cual es usado ampliamente como material de contacto eléctrico.

El bohrio no posee uso comercial y tampoco es utilizado

por los científicos para sus investigaciones.

Enlaces Químicos

Un enlace químico corresponde a la fuerza que une o enlaza a dos átomos,

sean estos iguales o distintos. Los enlaces se pueden clasificar en tres

grupos principales: enlaces iónicos, enlaces covalentes y enlaces

dativos. Los enlaces se producen como resultado de los movimientos de los

electrones de los átomos, sin importar el tipo de enlace que se forme. Pero

no cualquier electrón, puede formar un enlace, sino solamente los electrones

del último nivel energético (más externo). A estos se les llama electrones de

valencia. En este capítulo analizaremos las características de cada tipo de

enlace, como también veremos diferentes maneras de representarlos en el

papel. Partiremos definiendo lo que es un enlace iónico.

Tipos de enlaces

químicos

Es la fuerza que une dos átomos

mediante la compartición de un electrón por átomo. Dentro de este tipo

de enlace podemos encontrar dos tipos: el enlace covalente polar y

el enlace covalente apolar. El primer sub-tipo corresponde a todos

aquellos compuestos en donde la

diferencia de electronegatividad de

los átomos que lo componen va

desde 0 hasta 1.7 (sin considerar

el 0). Los compuestos que son

polares se caracterizan por ser

asimétricos, tener un momento

dipolar (el momento dipolar es un

factor que indica hacia donde se

concentra la mayor densidad

electrónica) distinto a 0, son solubles en agua y otros solventes polares,

entre otras características.

Se puede definir como la fuerza que une a dos

átomos a través de una cesión electrónica.

Una cesión electrónica se da cuando un

elemento electropositivo se une con un

elemento electronegativo. Mientras mayor

sea la diferencia de electronegatividad entre

los elementos, más fuerte será el enlace

iónico. Se empieza a considerar que dos

átomos están unidos a través de un enlace

iónico cuando su diferencia de electronegatividad es superior a 1.7

Si bien se

clasifica también como enlace covalente, algunos químicos difieren de

llamarlo así debido a que, como se dijo anteriormente, en un enlace

covalente, los dos átomos que forman dicho enlace aportan un electrón

cada uno, es por eso que se le coloca por

separado. Este tipo de enlace se caracteriza

porque el par electrónico del enlace es

entregado por un sólo átomo, el cual debe

poseer a lo menos un par de electrones

libres sin enlazar (Como el Oxígeno,

Nitrógeno o Cloro, por ejemplo). Otra

característica importante es que el átomo

que acepta el par electrónico debe estar

carente de electrones (como el ión

hidrógeno [más conocido como protón], el

Aluminio, entre otros). Este tipo de enlace

es muy importante para el capítulo de ácidos-bases (que se verá a

continuación) debido a que una teoría ácido-base indica que un ácido

es aquella sustancia química que es capaz de aceptar un par

electrónico y una base una sustancia capaz de compartirlos.

Conclusiones de los

videos : Son un grupo de elementos conocido como Grupo

VIIA o Grupo 17 en la Tabla Periódica de los Elementos Está formado

por los siguientes elementos:

Flúor (F)

Cloro (Cl)

Bromo (Br)

Iodo (I)

Astato (At)

Unumseptio (Uus)

:

Poseen la configuración electrónica s2p5

Todos los elementos del Grupo de los Halógenos poseen al menos la valencia -1

Se pueden combinar con los metales para formar Haluros.

Los Halógenos presentan energías de ionización muy altos

Debido a la alta afinidad electrónica que poseen, tienen una fuerte tendencia a ganar el electrón que les falta para completar su configuración electrónica.

Forman consigo mismos compuestos diatómicos

Los Halógenos son elementos fuertemente oxidantes, siendo el Flúor el de mayor carácter.

Son no metálicos aunque sus propiedades pueden llegar a tener algún carácter metálico.

El Flúor y el Cloro son gases, el Bromo es líquido y el Iodo es sólido.

Son tóxicos y tienen un olor característico.

Los Halógenos son poco abundantes en la naturaleza