GRUPOS DE LA TABLA PERIÓDICA

GRUPOS DE LA TABLA PERIÓDICA 

CAMILA SILVA PAHUANA

11 - 3 

DIANA FERNANDA JARAMILLO

INSTITUCIÓN EDUCATIVA EXALUMNAS DE LA PRESENTACIÓN

IBAGUÉ - TOLIMA

2018

ESTRUCTURA DE LA TABLA PERIÓDICA

La tabla periódica de los elementos clasifica, organiza y distribuye los distintos elementos químicos conforme a sus propiedades y características. Su función principal es establecer un orden específico agrupando elementos.

Suele atribuirse la tabla a Dmitri Mendeléyev, quien ordenó los elementos basándose en las propiedades químicas de los elementos.

Antes de ver la tabla periódica, veamos que información nos da cada elemento que la forma:

La tabla periódica actual consta de 119 elementos como este, que son los que hasta el día de hoy, se conocen. Ahora veamos como se agrupan estos elementos para tener un orden.

¿COMO SE AGRUPAN LOS ELEMENTOS?

En horizontal se ordenan de menor a mayor número atómico (cantidad de protones que tiene en el núcleo el átomo del elemento).

Las Filas (en horizontal) de los elementos se llaman períodos. Los elementos que componen una misma fila tienen propiedades diferentes pero masas parecidas. Todos los elementos de un período tienen el mismo número de orbitales. Los electrones de un átomo que tengan la misma energía se dice que están en el mismo orbital de energía. Estos niveles de energía es lo que se conoce como orbital. 

Las Columnas (en vertical) se agrupan en columnas los elementos que tienen propiedades parecidas. Las columnas se llaman Grupos. Todos los elementos de un mismo grupo de la tabla periódica tienen la misma valencia o número de electrones en su última capa (Grupo IA o 1, valencia 1) y por lo tanto tienen propiedades parecidas.

GRUPO VII A O GRUPO DE LOS HALÓGENOS 

Propiedades generales del grupo VIIA:

Los elementos del grupo de VIIA también llamados halógenos por ser todos formadores de sales. Tienen siete electrones en el último nivel y son todos no mateales.

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 O SÍMBOLOS DE CADA ELEMENTO DEL GRUPO:

• F: Flúor.
• Cl: Cloro
• Br: Bromo
• I: Yodo
• At: Astato

• PROPIEDADES FÍSICA Y QUÍMICAS DE LOS ELEMENTOS MÁS IMPORTANTES DEL GRUPO VIIA:

F: Flúor: Sus derivados tienen mucho uso industrial. Entre ellos se destaca el freón utilizado como congelante y la resina teflón. Se agregan además floururos al agua potable y detrítica para prevenir las caries.

Número atómico:  9

Valencia: -1

Estado de oxidación: -1

Electronegatividad: 4,0

Radio covalente (A): 0,72

Radio iónico (A): 1,36

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

Cl: Cloro: 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 pisicinas. 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 (A): 0,99

Radio iónico (A): 1,81

Configuración electrónica:{Ne}3s2p5

Primer potencial de ionización (eV): 13,01

Masa atómica (g/mol): 35,453

Densidad: (g/ml): 1,56

Punto de ebullición (ºC): -24,7

Punto de fusión: (ºC): -101,0

Descubridor:  Carl Wilhelm Scheele en 1774

Br: Bromo: 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 (A): 1,14

Radio iónico (A): 1,95

Configuración electrónica: {Ar}3d204s4p5

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

Y: Yodo: Es esencial en el cuerpo humano para el adecuado funcionamiento de la tiroides por eso se suele agregar a la sal de mesa. También se emplea como antiséptico. 

Número atómico: 53

Valencia: +1,-1,3,5,7

Estado de oxidación: -1

Electronegatividad: 2,5

Radio covalente (A): 1,33

Radio iónico (A): 2,16

Configuración electrónica: {Kr}4d105s25p5

Primer potencial de ionización (eV): 10,51

Masa atómica (g/mol): 126,904

Densidad (g/ml): 4,94

Punto de ebullición (ºC): 18,3

Punto de fusión (ºC): 113,7

Descubridor: Bernanrd Courtois en 1811

EFECTOS AMBIENTALES 

• 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 incluso bajas concentraciones de flúor pueden provocar daños en las hojas y una disminución del crecimiento.
• Los animales que ingieren plantas que contienen flúor pueden acumular grandes cantidades de flúor en sus cuerpos. El flúor se acumula principalmente en los huesos. Como consecuencia, los animales expuestos a elevadas concentraciones de flúor sufren de caries y degradación de los huesos.
  

• 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 el 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 son materia orgánica para formar compuestos orgánicos clorinados.

• Bromo: los bromuros orgánicos son a menudo aplicados como gentes 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 AND, lo que puede aumentar las probabilidades de desarrollar cáncer.

• Yodo: el yodo puede ser reactivo. 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 de 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 y el plutonio. Los accidentes en las plantas nucleares han provocado la emisión de grandes cantidades de yodo radioactivo al aire.

GRUPO VI O GRUPO DEL OXIGENO

El grupo del oxígeno, se encuentra formado por los elementos oxígeno, azufre, selenio, teluro y polonio, con números atómicos de 8, 16, 34,52, y 84, respectivamente.

A los elementos del grupo del oxígeno se les conoce también con el nombre de calcógenos, que significa, productores de cobre, así, el sulfuro de cobre es una mena para la extracción del cobre. Incluso el selenio y el teluro se encuentran con el cobre, la plata y el oro, sin embargo, el polonio, es un elemento altamente radiactivo y pesado así como lo es el francio y el radio de los alcalinos y alcalinotérreos, respectivamente. El oxígeno sin embargo, es el elemento cabeza de grupo pero no por ello el más representativo de éste, y debe ser tratado a parte a consecuencia de su diversidad química, de donde podemos destacar su alta electronegatividad, su pequeño tamaño y su capacidad para la formación de enlaces pi.

      

Propiedades atómicas:

La configuración electrónica de los átomos de los elementos del grupo VIA en la capa de valencia es: ns2 np2+1+1. El oxígeno, cabeza de grupo, presenta, igual que en el caso del flúor, unas características particulares que le diferencian del resto (principio de singularidad):Posibles formas de actuación:

• El oxígeno es un gas diatómico. El azufre y el selenio forman moléculas octatómicas S8 y Se8.
• El telurio y el polonio tienen estructuras tridimensionales.
• El oxígeno, azufre, selenio y telurio tienden a aceptar dos electrones formando compuestos iónicos. Estos elementos también pueden formar compuestos moleculares con otros no metales, en especial el oxígeno.
• El polonio es un elemento radioactivo, difícil de estudiar en el laboratorio. 

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 teleruros poseen un marcado carácter covalente que aumentan en dicho sentido. Se conocen también polianiones Eln2.

GRUPO VA O FAMILIA DEL 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 pnicógenos¹​ o nitrogenoideos.

Propiedades

A alta temperatura son muy reactivos y a veces formarse enlaces covalentes entre el N y el P y enlaces iónicos entre Sb y Bi y otros elementos. El nitrógeno reacciona con O₂ y H₂ a altas temperaturas.

Ejemplo de reacción con H₂:

N₂ + 3H₂ → 2NH₃

El bismuto reacciona con O₂ y con halógenos, formando bismita y bismutina entre otros compuestos.

A continuación se muestra una tabla con las características generales de estos elementos.

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

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.

Efectos del Nitrógeno sobre la salud Las moléculas de Nitrógeno se encuentran principalmente en el aire. En agua y suelos el Nitrógeno puede ser encontrado en forma de nitratos y nitritos. Todas estas substancias son parte del ciclo del Nitrógeno, aunque hay una conexión entre todos. Los humanos han cambiado radicalmente las proporciones naturales de nitratos y nitritos, mayormente debido a la aplicación de estiércoles que contienen nitrato. El Nitrógeno es emitido extensamente por las industrias, incrementando los suministros de nitratos y nitritos en el suelo y agua como consecuencia de reacciones que tienen lugar en el ciclo del Nitrógeno. Las concentraciones de Nitrógeno en agua potable aumentarán grandemente debido a esto. Nitratos y nitritos son conocidos por causar varios efectos sobre la salud. Estos son los efectos más comunes: Reacciones con la hemoglobina en la sangre, causando una disminución en la capacidad de transporte de oxígeno por la sangre. (nitrito) Disminución del funcionamiento de la glándula tiroidea. (nitrato) Bajo almacenamiento de la vitamina A. (nitrato) Producción de nitrosaminas, las cuales son conocidas como una de las más común causa de cáncer. (nitratos y nitritos) PROPIEDADES

Nombre Nitrógeno 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

Símbolo P, número atómico 15, peso atómico 30.9738. El fósforo forma la base de gran número de compuestos, de los cuales los más importantes son los fosfatos. En todas las formas de vida, los fosfatos desempeñan un papel esencial en los procesos de transferencia de energía, como el metabolismo, la fotosíntesis, la función nerviosa y la acción muscular. Los ácidos nucleicos, que entre otras cosas forman el material hereditario (los cromosomas), son fosfatos, así como cierto número de coenzimas. Los esqueletos de los animales están formados por fosfato de calcio.

Cerca de tres cuartas partes del fósforo total (en todas sus formas químicas) se emplean en Estados Unidos como fertilizantes. Otras aplicaciones importantes son como relleno de detergentes, nutrientes suplementarios en alimentos para animales, ablandadores de agua, aditivos para alimentos y fármacos, agentes de revestimiento en el tratamiento de superficies metálicas, aditivos en metalurgia, plastificantes, insecticidas y aditivos de productos petroleros.

Efectos del Fósforo sobre la salud

El Fósforo puede ser encontrado en el ambiente más comúnmente como fosfato. Los fosfatos son substancias importantes en el cuerpo de los humanos porque ellas son parte del material de ADN y tienen parte en la distribución de la energía. Los fosfatos pueden ser encontrados comúnmente en plantas. Los humanos han cambiado el suministro natural de fósforo radicalmente por la adición de estiércol ricos en fosfatos. El fosfato era también añadido a un número de alimentos, como quesos, salsas, jamón. Demasiado fosfato puede causar problemas de salud, como es daño a los riñones y osteoporosis. La disminución de fosfato también puede ocurrir. Estas son causadas por uso extensivo de medicinas. Demasiado poco fosfato puede causar problemas de salud.

PROPIEDADES

Nombre	Fósforo
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

ARSÉNICO

Elemento químico, cuyo símbolo es As y su número atómico, 33. El arsénico se encuentra distribuido ampliamente en la naturaleza (cerca de 5 x 10-4% de la corteza terrestre). Es uno de los 22 elementos conocidos que se componen de un solo nucleido estable, 7533As; el peso atómico es de 74.922. Se conocen otros 17 nucleidos radiactivos de As.

Existen tres alótropos o modificaciones polimórficas del arsénico. La forma a cúbica de color amarillo se obtiene por condensación del vapor a muy bajas temperaturas. La b polimórfica negra, que es isoestructural con el fósforo negro. Ambas revierten a la forma más estable, la l , gris o metálica, del arsénico romboédrico, al calentarlas o por exposición a la luz. La forma metálica es un conductor térmico y eléctrico moderado, quebradizo, fácil de romper y de baja ductibilidad.

Al arsénico se le encuentra natural como mineral de cobalto, aunque por lo general está en la superficie de las rocas combinado con azufre o metales como Mn, Fe, Co, Ni, Ag o Sn. El principal mineral del arsénico es el FeAsS (arsenopirita, pilo); otros arseniuros metálicos son los minerales FeAs2 (löllingita), NiAs (nicolita), CoAsS (cobalto brillante), NiAsS (gersdorfita) y CoAs2 (esmaltita).

Efectos del Arsénico sobre la salud

El Arsénico es uno de los más toxicos elementos que pueden ser encontrados. Debido a sus efectos tóxicos, los enlaces de Arsénico inorgánico ocurren en la tierra naturalmente en pequeñas cantidades. Los humanos pueden ser expuestos al Arsénico a través de la comida, agua y aire.

La exposición puede también ocurrir a través del contacto con la piel con suelo o agua que contenga Arsérnico.

Los niveles de Arsérnico en la comida son bastante bajos, no es añadido debido a su toxicidad, pero los niveles de Arsénico en peces y mariscos puede ser alta, porque los peces absorben Arsénico del agua donde viven. Por suerte esto esta es mayormente la forma de Arsénico orgánico menos dañina, pero peces que contienen suginificantes cantidades de Arsénico inorgánico pueden ser un peligro para la salud humana.

PROPIEDADES

Nombre	Arsénico
Número atómico	33
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
Potencial primero 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	Los antiguos

ANTIMONIO

Elemento químico con símbolo Sb y número atómico 51. El antimonio no es un elemento abundante en la naturaleza; raras veces se encuentra en forma natural, a menudo como una mezcla isomorfa con arsénico: la allemonita. Su símbolo Sb se deriva de la palabra latina stibium. El antimonio se presenta en dos formas: amarilla y gris. La forma amarilla es metaestable, y se compone de moléculas Sb4, se le encuentra en el vapor de antimonio y es la unidad estructural del antimonio amarillo; la forma gris es metálica, la cual cristaliza en capas formando una estructura romboédrica.

El antimonio difiere de los metales normales por tener una conductividad eléctrica menor en estado sólido que en estado líquido (como su compañero de grupo el bismuto). El antimonio metálico es muy quebradizo, de color blanco-azuloso con un brillo metálico característico, de apariencia escamosa. Aunque a temperaturas normales es estable al aire, cuando se calienta se quema en forma luminosa desprendiendo humos blancos de Sb2O3. La vaporización del metal forma moléculas de Sb4O6, que se descomponen en Sb2O3 por arriba de la temperatura de transición.

Efectos del Arsénico sobre la salud

El Arsénico es uno de los más toxicos elementos que pueden ser encontrados. Debido a sus efectos tóxicos, los enlaces de Arsénico inorgánico ocurren en la tierra naturalmente en pequeñas cantidades. Los humanos pueden ser expuestos al Arsénico a través de la comida, agua y aire.

La exposición puede también ocurrir a través del contacto con la piel con suelo o agua que contenga Arsérnico.

Los niveles de Arsérnico en la comida son bastante bajos, no es añadido debido a su toxicidad, pero los niveles de Arsénico en peces y mariscos puede ser alta, porque los peces absorben Arsénico del agua donde viven. Por suerte esto esta es mayormente la forma de Arsénico orgánico menos dañina, pero peces que contienen suginificantes cantidades de Arsénico inorgánico pueden ser un peligro para la salud humana.

La exposición al Arsénico puede ser más alta para la gente que trabaja con Arsénico, para gente que bebe significantes cantidades de vino, para gente que vive en casas que contienen conservantes de la madera y gente que viven en granjas donde el Arsénico de los pesticidas ha sido aplicados en el pasado.

PROPIEDADES

Nombre Arsénico Número atómico 33 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 Potencial primero 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 Los antiguos

BISMUTO

Elemento metálico, Bi, de número atómico 83 y peso atómico 208.980, pertenece al grupo Va de la tabla periódica. Es el elemento más metálico en este grupo, tanto en propiedades físicas como químicas. El único isótopo estable es el de masa 209. Se estima que la corteza terrestre contiene cerca de 0.00002% de bismuto. Existe en la naturaleza como metal libre y en minerales. Los principales depósitos están en Sudamérica, pero en Estados Unidos se obtiene principalmente como subproducto del refinado de los minerales de cobre y plomo.

El principal uso del bismuto está en la manufactura de aleaciones de bajo punto de fusión, que se emplean en partes fundibles de rociadoras automáticas, soldaduras especiales, sellos de seguridad para cilindros de gas comprimido y en apagadores automáticos de calentadores de agua eléctricos y de gas. Algunas aleaciones de bismuto que se expanden al congelarse se utilizan en fundición y tipos metálicos. Otra aplicación importante es la manufactura de compuestos farmacéuticos.

Efectos del Bismuto sobre la salud

El bismuto y sus sales pueden causar daños en el hígado, aunque el grado de dicho daño es normalmente moderado. Grandes dosis pueden ser mortales. Industrialmente es considerado como uno de los metales pesados menos tóxicos. Envenenamiento grave y a veces mortal puede ocurrir por la inyección de grandes dosis en cavidades cerradas y de aplicación extensiva a quemaduras (en forma de compuestos solubles del bismuto). Se ha declarado que la administración de bismuto debe ser detenida cuando aparezca gingivitis, ya que de no hacerlo es probable que resulte en stomatitis ulcerosa. Se pueden desarrollar otros resultados tóxicos, tales como sensación indefinida de malestar corporal, presencia de albúmina u otra sustancia proteica en la orina, diarrea, reacciones cutáneas y a veces exodermatitis grave.

PROPIEDADES

Nombre Bismuto 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 Los antiguos

GRUPO IV O CARBONOIDES

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

Características

Propiedades químicas

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

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

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

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

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

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

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

Propiedades físicas

Los puntos de ebullición en el grupo del carbono tienden a disminuir a medida que se desciende en el grupo. El carbono es el más ligero del grupo, el mismo sublima a 3825°C.El punto de ebullición del silicio es 3265°C, el del germanio es 2833°C, el del estaño es 2602°C y el del plomo es 1749°C. Los puntos de fusión tienen la misma tendencia que su punto de ebullición. El punto de fusión del silicio es 1414°C, el del germanio 939°C, para el estaño es 232°C y para el plomo 328°C.

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

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

El radio atómico de los elementos del grupo del carbono tiende a aumentar a medida que aumenta el número atómico. El radio atómico del carbono es de 77 picometros, el del silicio es de 118 picómetros, el del germanio es de 123 picómetros, el del estaño es de 141 picómetros, mientras que el del plomo es de 175 picómetros.

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.⁸​

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. Un 50% del silicio puro se dedica a la fabricación de aleaciones de metales. Mientras que un 45% se dedica a la fabricación de siliconas. El silicio también se usa comúnmente en los semiconductores desde la década de 1950.

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.

SILICIO

Símbolo Si, número atómico 14 y peso atómico 28.086. El silicio es el elemento electropositivo más abundante de la corteza terrestre. Es un metaloide con marcado lustre metálico y sumamente quebradizo. Por lo regular, es tetravalente en sus compuestos, aunque algunas veces es divalente, y es netamente electropositivo en su comportamiento químico. Además, se conocen compuestos de silicio pentacoordinados y hexacoordinados.

El silicio elemental crudo y sus compuestos intermetálicos se emplean como integrantes de aleaciones para dar mayor resistencia al aluminio, magnesio, cobre y otros metales. el silicio metalúrgico con pureza del 98-99% se utiliza como materia prima en la manufactura de compuestos organosilícicos y resinas de silicona, elastómeros y aceites. Los chips de silicio se emplean en circuitos integrados.

Efectos del Silicio sobre la salud

El silicio elemental es un material inerte, que parece carecer de la propiedad de causar fibrosis en el tejido pulmonar. Sin embargo, se han documentado lesiones pulmonares leves en animales de laboratorio sometidos a inyecciones intratraqueales de polvo de silicio. El polvo de silicio tiene pocos efectos adversos sobre los pulmones y no parece producir enfermedades orgánicas significativas o efectos tóxicos cuando las exposiciones se mantienen por debajo de los límites de exposición recomendados. El silicio puede tener efectos crónicos en la respiración. El silicio cristalino (dióxido de silicio) es un potente peligro para la respiración. Sin embargo, la probablilidad de que se produzca dióxido de silicio durante los procesamientos normales es muy remota. LD50 (oral)-3160 mg/kg. (LD50: Dosis Letal 50.

PROPIEDADES

Nombre Silicio Número atómico 14 Valencia 4 Estado de oxidación +4 Electronegatividad 1,8 Radio covalente (Å) 1,11 Radio iónico (Å) 0,41 Radio atómico (Å) 1,32 Configuración electrónica [Ne]3s23p2 Primer potencial de ionización (eV) 8,15 Masa atómica (g/mol) 28,086 Densidad (g/ml) 2,33 Punto de ebullición (ºC) 2680 Punto de fusión (ºC) 1410 Descubridor Jons Berzelius en 1823

GERMANIO

Elemento químico, metálico, gris plata, quebradizo, símbolo Ge, número atómico 32, peso atómico 72.59, punto de fusión 937.4ºC (1719ºF) y punto de ebullición 2830ºC (5130ºF), con propiedades entre el silicio y estaño. El germanio se encuentra muy distribuido en la corteza terrestre con una abundancia de 6.7 partes por millon (ppm). El germanio se halla como sulfuro o está asociado a los sulfuros minerales de otros elementos, en particular con los del cobre, zinc, plomo, estaño y antimonio.

El germanio tiene una apariencia metálica, pero exhibe las propiedades físicas y químicas de un metal sólo en condiciones especiales, dado que está localizado en la tabla periódica en donde ocurre la transición de metales a no metales. A temperatura ambiente hay poca indicación de flujo plástico y, en consecuencia, se comporta como un material quebradizo.

Efectos del hidruro de Germanio y el tetrahidruro de germanio sobre la salud

El hidruro de germanio y el tetrahidruro de germanio son extremadamente inflammables e incluso explosives cuando son mezclados con el aire. Inhalación: Calambres abdominales. Sensación de quemadura. Tos. Piel: Enrojecimiento. Dolor. Ojos: Enrojecimiento. Dolor.

Peligros físicos: El gas es más pesado que el aire y puede viajar por el suelo; es possible la ignición a distancia.

Vías de exposición: La sustancia puede ser absorbida por el cuerpo por inhalación.

Riesgo de inhalación: En caso de pérdidas en el contenedor se alcanzará rápidamente una concentración peligrosa del gas en el aire.

Efectos de la exposición a corto plazo: La sustancia irrita los ojos, la piel y el tracto respiratorio. La sustancia puede tener efectos en la sngre, resultando en lesiones de las células sanguíneas. La exposición puede resultar en la muerte.

PROPIEDADES

Nombre	Germanio
Número atómico	32
Valencia	4
Estado de oxidación	+4
Electronegatividad	1,8
Radio covalente (Å)	1,22
Radio iónico (Å)	0,53
Radio atómico (Å)	1,37
Configuración electrónica	[Ar]3d104s24p2
Primer potencial de ionización (eV)	8,16
Masa atómica (g/mol)	72,59
Densidad (g/ml)	5,32
Punto de ebullición (ºC)	2830
Punto de fusión (ºC)	937,4
Descubridor	Clemens Winkler 1886

ESTAÑO

Elemento químico, de símbolo Sn, número atómico 50 y peso atómico 118.69. Forma compuesto de estaño(II) o estañoso(Sn2+) y estaño(IV) o estánico (Sn4+), así como sales complejas del tipo estanito (M2SnX4) y estanato (M2SnX6).

Se funde a baja temperatura; tiene gran fluidez cuando se funde y posee un punto de ebullición alto. es suave, flexible y resistente a la corrosión en muchos medios. Una aplicación importante es el recubrimiento de envases de acero para conservar alimentos y bebidas. Otros empleos importantes son: aleaciones para soldar, bronces, pletres y aleaciones industriales diversas. Los productos químicos de estaño, tanto inorgánicos como orgánicos, se utilizan mucho en las industrias de galvanoplastia, cerámica y plásticos, y en la agricultura.

El mineral del estaño más importante es la casiterita, SnO2. No se conocen depósitos de alta calidad de este mineral. La mayor parte del mineral de estaño del mundo se obtiene de depósitos aluviales de baja calidad.

Efectos del Estaño sobre la salud

El estaño se aplica principalmente en varias sustancias orgánicas. Los enlaces orgánicos de estaño son las formas más peligrosas del estaño para los humanos. A pesar de su peligro son aplicadas en gran número de industrias, tales como la industria de la pintura y del plástico, y en la agricultura a través de los pesticidas. El número de aplicaciones de las sustancias orgánicas del estaño sigue creciendo, a pesar del hecho de que conocemos las consecuencias del envenenamiento por estaño.

Los efectos de las sustancias orgánicas de estaño pueden variar. Dependen del tipo de sustancia que está presente y del organismo que está expuesto a ella. El estaño trietílico es la sustancia orgánica del estaño más peligrosa para los humanos. Tiene enlaces de hidrógeno relativamente cortos. Cuanto más largos sean los enlaces de hidrógeno, menos peligrosa para la salud humana será la sustancia del estaño. Los humanos podemos absorber enlaces de estaño a través de la comida y la respiración y a través de la piel. La toma de enlaces de estaño puede provocar efectos agudos así como efectos a largo plazo.

Los efectos agudos son:

• Irritaciones de ojos y piel
• Dolores de cabeza
• Dolores de estómago
• Vómitos y mareos
• Sudoración severa
• Falta de aliento
• Problemas para orinar

Los efectos a largo plazo son:

• Depresiones
• Daños hepáticos
• Disfunción del sistema inmunitario
• Daños cromosómicos
• Escasez de glóbulos rojos
• Daños cerebrales (provocando ira, trastornos del sueño, olvidos y dolores de cabeza)

PROPIEDADES

Nombre Estaño Número atómico 50 Valencia 2,4 Estado de oxidación +4 Electronegatividad 1,8 Radio covalente (Å) 1,41 Radio iónico (Å) 0,71 Radio atómico (Å) 1,62 Configuración electrónica [Kr]4d105s25p2 Primer potencial de ionización (eV) 7,37 Masa atómica (g/mol) 118,69 Densidad (g/ml) 7,30 Punto de ebullición (ºC) 2270 Punto de fusión (ºC) 231,9 Descubridores Los antiguos

PLOMO

Elemento químico, Pb, número atómico 82 y peso atómico 207.19. El plomo es un metal pesado (densidad relativa, o gravedad específica, de 11.4 s 16ºC (61ºF)), de color azuloso, que se empaña para adquirir un color gris mate. Es flexible, inelástico, se funde con facilidad, se funde a 327.4ºC (621.3ºF) y hierve a 1725ºC (3164ºF). Las valencias químicas normales son 2 y 4. Es relativamente resistente al ataque de los ácidos sulfúrico y clorhídrico. Pero se disuelve con lentitud en ácido nítrico. El plomo es anfótero, ya que forma sales de plomo de los ácidos, así como sales metálicas del ácido plúmbico. El plomo forma muchas sales, óxidos y compuestos organometálicos.

Industrialmente, sus compuestos más importantes son los óxidos de plomo y el tetraetilo de plomo. El plomo forma aleaciones con muchos metales y, en general, se emplea en esta forma en la mayor parte de sus aplicaciones. Todas las aleaciones formadas con estaño, cobre, arsénico, antimonio, bismuto, cadmio y sodio tienen importancia industrial.

Efectos del Plomo sobre la salud

El Plomo es un metal blando que ha sido conocido a través de los años por muchas aplicaciones. Este ha sido usado ampliamente desde el 5000 antes de Cristo para aplicaciones en productos metálicos, cables y tuberías, pero también en pinturas y pesticidas. El plomo es uno de los cuatro metales que tienen un mayor efecto dañino sobre la salud humana. Este puede entrar en el cuerpo humano a través de la comida (65%), agua (20%) y aire (15%).

Las comidas como fruta, vegetales, carnes, granos, mariscos, refrescos y vino pueden contener cantidades significantes de Plomo. El humo de los cigarros también contiene pequeñas cantidades de plomo.

El Plomo puede entrar en el agua potable a través de la corrosión de las tuberías. Esto es más común que ocurra cuando el agua es ligeramente ácida. Este es el porqué de los sistemas de tratamiento de aguas públicas son ahora requeridos llevar a cabo un ajuste de pH en agua que sirve para el uso del agua potable. Que nosotros sepamos, el Plomo no cumple ninguna función esencial en el cuerpo humano, este puede principalmente hacer daño después de ser tomado en la comida, aire o agua.

El Plomo puede causar varios efectos no deseados, como son:

• Perturbación de la biosíntesis de hemoglobina y anemia
• Incremento de la presión sanguínea
• Daño a los riñones
• Abortos y abortos sutíles
• Perturbación del sistema nervioso
• Daño al cerebro
• Disminución de la fertilidad del hombre a través del daño en el esperma
• Disminución de las habilidades de aprendizaje de los niños
• Perturbación en el comportamiento de los niños, como es agresión, comportamiento impulsivo e hipersensibilidad.

El Plomo puede entrar en el feto a través de la placenta de la madre. Debido a esto puede causar serios daños al sistema nervioso y al cerebro de los niños por nacer.

PROPIEDADES

Nombre	Plomo
Número atómico	82
Valencia	2,4
Estado de oxidación	+2
Electronegatividad	1,9
Radio covalente (Å)	1,47
Radio iónico (Å)	1,20
Radio atómico (Å)	1,75
Configuración electrónica	[Xe]4f145d106s26p2
Primer potencial de ionización (eV)	7,46
Masa atómica (g/mol)	207,19
Densidad (g/ml)	11,4
Punto de ebullición (ºC)	1725
Punto de fusión (ºC)	327,4
Descubridor	Los antiguos

BIBLIOGRAFÍA

https://www.lenntech.es/periodica/tabla-periodica.htm

https://es.wikipedia.org/wiki/Grupo_del_Carbono

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

http://www.areaciencias.com/VIDEOS%20YOUTUBE/LA%20ESTRUCTURA%20DE%20LA%20TABLA%20PERIODICA.htm