aromaticos y resumen de los siete videos

                                  INTRODUCCIÓN 

EL PRIMER VÍDEO TRATA SOBRE EL GRUPO VII-A DE LA TABLA PERIÓDICA 

• Las propiedades generales del grupo VIIA.
• Nombres y símbolos para cada elemento que lo constituyen.
• Propiedades físicas y químicas de los elementos más importantes del grupo VIIA.
• Origen, ubicación y efectos ambientales sobre el agua, aire o suelo de dichos     elementos o sus compuestos.

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:

F: Flúor.

Cl: Cloro.

Br: Bromo.

I: Yodo.

At: Astato.

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.

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.

Bromo(Br): Los bromuros como sedantes. El bromuro de plata en las placas fotográficas.

Yodo(Y): 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.

Origen, ubicación y efectos ambientales sobre el agua, aire o suelo de dichos elementos o sus compuestos:

Flúor:

Descubridor:  Henri Moissan.

Lugar de descubrimiento: Francia.

Año de descubrimiento: 1886.

Origen del nombre: De la palabra latina "fluere", que significa "fluir".

Efecto ambiental: 

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:

Descubridor: Carl Wilhelm Scheele

Lugar de descubrimiento: Suecia.

Año de descubrimiento: 1774.

Origen del nombre:  

De la palabra griega "chloros", que significa "verde pálido", reflejando el color del gas.

Efecto ambiental : 

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:

Descubridor: Antoine J. Balard.

Lugar de descubrimiento:  Francia.

Año de descubrimiento:  1826.

Origen del nombre: De la palabra griega "brómos" que significa "fetidez", debido al fuerte y desagradable olor de este elemento, sobre todo de sus vapores.

Efecto Ambiental:  

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:

Descubridor:  Bernard Courtois.

Lugar de descubrimiento: Francia.

Año de descubrimiento: 1811.

Origen del nombre:

 De la palabra griega "iodes" que significa "violeta", aludiendo al color de los vapores del yodo.

Efecto ambiental: 

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.

Ástato:

Descubridor: Dale Corson. MacKenzie, Emilio Segrè.

Lugar de descubrimiento: USA.

Año de descubrimiento: 1940.

Origen del nombre:

 De la palabra griega "astatos" que significa "inestable", debido a que este elemento carecía de isótopos estables.

Efecto ambiental: 

El Ástato no se da en cantidades significativas en la biosfera, así que normalmente nunca presenta riesgos

Webgrafia  

• http://www.slideshare.net/TrabajoQuimicaSCNR/propiedades-fisicas-y-químicas-de-los-grupos
• http://quimicaparatodos.blogcindario.com/2009/08/00044-grupo-vii-grupo-de-los-halogenos.html

                 SEGUNDO VÍDEO 

El grupo VIA del sistema Periódico o grupo del oxígeno está formado por los elementos: oxígeno, azufre, selenio, telurio, polonio y ununhexio.

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
DESCRIPCIÓN GENERAL
	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
DESCRIPCIÓN   GENERAL
	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 

Descripción General

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 sobre-calentada (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 Descripción General 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 Historia Descubridor: Jöns Berzelius. Lugar de descubrimiento: Suecia. Año de descubrimiento: 1817.  Origen del nombre:  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 obtención 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. Aplicaciones 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 continúa, 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 Descripción General 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 telurio de bismuto se emplea para dispositivos termoeléctricos.                 POLONIO Descripción General 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. Métodos 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.   VÍDEO  NUMERO 3                           Grupo v de      la tabla periódica  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. NITRÓGENO Descripción General CARACTERÍSTICAS GENERALES Nombre: Nitrógeno Símbolo: N Número atómico: 7 Masa atómica (uma): 14,0067 Período: 2 Grupo: VA (nitrogenoideos) Bloque: p (representativo) Valencias: +1, +2, +3, -3, +4, +5 PROPIEDADES PERIÓDICAS Configuración electrónica: [He] 2s2 2p3 Radio atómico (Å): 0,92 Radio iónico (Å): 1,71 (-3) Radio covalente (Å): 0,92 Energía de ionización (kJ/mol): 1400 Electronegatividad: 3,04 Afinidad electrónica (kJ/mol): 7 PROPIEDADES FÍSICAS Densidad (g/cm3): 0,0012506 (0 ºC) Color: Incoloro Punto de fusión (ºC): -210 P. de ebullición (ºC): -196 Volumen atómico (cm3/mol): 13,54 Historia Descubridor:  Daniel Rutherford. Lugar de descubrimiento:  Escocia. Año de descubrimiento:  1772. Origen del nombre: De las palabras griegas "nitron" ("nitrato") y "geno" ("generador"). Significando "formador de nitratos". Obtención:  En el estudio de la composición del aire, Joseph Black, obtuvo un gas que permitía la combustión y la vida y otro gas que no la permitía ("aire viciado"). Rutherford estudió este gas y llegó a la conclusión de que era "aire flogistizado", donde "nada ardía y nada vivía en él". Aunque no supo de qué gas se trataba, fue el primero en descubrirlo. Métodos de obtención Se obtiene de la atmósfera (su fuente inagotable) por licuación y destilación fraccionada. Se obtiene, muy puro, mediante descomposición térmica (70 ºC) del nitrito amónico en disolución acuosa. Por descomposición de amoniaco (1000 ºC) en presencia de níquel en polvo Aplicaciones Producción de amoniaco, reacción con hidrógeno en presencia de un catalizador. (Proceso Haber-Bosch). El amoniaco se usa como fertilizante y para producir ácido nítrico (Proceso Ostwald). El nitrógeno líquido se utiliza como refrigerante en la industria alimentaria: congelado de alimentos por inmersión y transporte de alimentos congelados. El nitrógeno se utiliza en la industria electrónica para crear atmósferas inertes para producir transistores y diodos. Se utiliza en la industria del petróleo para incrementar la presión en los pozos y forzar la salida del crudo. Se usa como atmósfera inerte en tanques de explosivos líquidos. El ácido nítrico, compuesto del nitrógeno, se utiliza para fabricar nitratos y nitrar sustancias orgánicas. El dióxido de nitrógeno se utiliza como anestésico. Los cianuros se utilizan para producir acero templado.               FÓSFORO Descripción General  CARACTERÍSTICAS GENERALES Nombre: Fósforo Símbolo: P Número atómico: 15 Masa atómica (uma): 30,9738 Período: 3 Grupo: VA (nitrogenoideos) Bloque: p (representativo) Valencias: +1, +2, +3, +5, -2, -3 PROPIEDADES PERIÓDICAS Configuración electrónica: [Ne] 3s2 3p3 Radio atómico (Å): 1,1 Radio iónico (Å): 0,34 (+5) Radio covalente (Å): 1,06 Energía de ionización (kJ/mol): 1011 Electronegatividad: 2,19 Afinidad electrónica (kJ/mol): 72 PROPIEDADES FÍSICAS Densidad (g/cm3): 1,82 Color: Blanco Punto de fusión (ºC): 44 P. de ebullición (ºC): 280 Volumen atómico (cm3/mol): 17,02 Historia Descubridor:  Hennig Brand. Lugar de descubrimiento: Alemania. Año de descubrimiento:  1669. Origen del nombre: De la palabra griega "phosphoros" que significa "portador de luz", nombre que se correspondía con el antiguo del planeta Venus cuando aparecía antes de la salida del sol (ya que el fósforo emite luz en la oscuridad porque arde al combinarse lentamente con el oxígeno del aire). Obtención:  Buscando la piedra filosofal, Brand destiló una mezcla de arena y orina evaporada y obtuvo un cuerpo que tenía la propiedad de lucir en la oscuridad. Durante un siglo se vino obteniendo esta sustancia exclusivamente de la orina, hasta que en 1771 Scheele la produjo de huesos calcinados. Métodos de obtención Se obtiene por métodos electroquímicos, en atmósfera seca, a partir del mineral (fosfato) molido mezclado con coque y arena y calentado a 1400 ºC en un horno eléctrico o de fuel. Los gases de salida se filtran y enfrían hasta 50 ºC con lo que condensa el fósforo blanco, que se recoge bajo agua o ácido fosfórico. Calentando suavemente se transforma en fósforo rojo. Aplicaciones El fósforo rojo se usa, junto al trisulfuro de tetrafósforo, P4S3, en la fabricación de fósforos de seguridad. El fósforo puede utilizarse para: pesticidas, pirotecnia, bombas incendiarias, bombas de humo, balas trazadoras, etc. El fósforo (sobre todo blanco y rojo) se emplea principalmente en la fabricación de ácido fosfórico, fosfatos y polifosfatos (detergentes). El pentaóxido de fósforo se utiliza como agente desecante. El hidruro de fósforo, PH3 (fosfina), es un gas enormemente venenoso. Se emplea en el dopado de semiconductores y en la fumigación de cereales. El trisulfuro de tetrafósforo constituye la masa incendiaria de las cerillas. Los fosfatos se usan en la producción de vidrios especiales, como los usados en las lámparas de sodio. El fosfato de calcio tratado con ácido sulfúrico origina superfosfato. tratado con ácido fosfórico origina superfosfato doble. Estos superfosfatos se utilizan ampliamente como fertilizantes. La ceniza de huesos, compuesta por fosfato de calcio, se ha usado para fabricar porcelana y producir fosfato monocálcico, que se utiliza en polvos de levadura panadera. El fosfato sódico es un agente limpiador, cuya función es ablandar el agua e impedir la formación de costras en caldera y la corrosión de tuberías y tubos de calderas. Los fosfatos desempeñan un papel esencial en los procesos biológicos de transferencia de energía: metabolismo, fotosíntesis, función nerviosa y muscular. Los ácidos nucléicos que forman el material genético son polifosfatos y coenzimas. ARSÉNICO Descripción General CARACTERÍSTICAS GENERALES Nombre: Arsénico Símbolo: As Número atómico: 33 Masa atómica (uma): 74,9216 Período: 4 Grupo: VA (nitrogenoideos) Bloque: p (representativo) Valencias: +3, +5, -3 PROPIEDADES PERIÓDICAS Configuración electrónica: [Ar] 3d10 4s2 4p3 Radio atómico (Å): 1,39 Radio iónico (Å): 2,22 (-3), 0,47 (+5) Radio covalente (Å): 1,19 Energía de ionización (kJ/mol): 947 Electronegatividad: 2,18 Afinidad electrónica (kJ/mol): 78 PROPIEDADES FÍSICAS Densidad (g/cm3): 5,73 Color: Gris Punto de fusión (ºC): 817 (a 28 atm) P. de ebullición (ºC): 613 (sublima) Volumen atómico (cm3/mol): 12,95 Historia Descubridor:  Alberto Magno. Lugar de descubrimiento: Desconocido. Año de descubrimiento:  1250 (aproximadamente).   Origen del nombre: De la palabra griega "arsenikon". Desde la antigüedad se utilizaba un pigmento con el que se fabricaba pintura de color amarillo y que los griegos asociaban al sexo masculino, por lo cual le daban el nombre de arsenikon, que provenía de "arsen" que significaba varonil. Los romanos lo llamaron "oropimente", del latín auripigmentum; es decir, pigmento áureo o pigmento de oro, llamado así por su color amarillo. Obtención:  Se cree que fue obtenido por Alberto Magno calentando jabón junto con oropimente (trisulfuro de diarsénico). Métodos de obtención Se obtiene a partir del mineral arsenopirita (FeAsS). Se calienta, con lo cual el arsénico sublima y queda un residuo sólido de sulfuro ferroso. Aplicaciones  El arsénico se utiliza en los bronces, en pirotecnia y como dopante en transistores y otros dispositivos de estado sólido. El arseniuro de galio se emplea en la construcción de láseres ya que convierte la electricidad en luz coherente. El óxido de arsénico (III) se emplea en la industria del vidrio, además de como veneno. La arsina (trihidruro de arsénico) es un gas tremenda mente venenoso. Los sulfuros de arsénico; por ejemplo, el oropimente, se usan como colorantes. ANTIMONIO Descripción General CARACTERÍSTICAS GENERALES Nombre: Antimonio  Símbolo: Sb Número atómico: 51 Masa atómica (uma): 121,760 Período: 5 Grupo: VA (nitrogenoideos) Bloque: p (representativo) Valencias: +3, +5, -3 PROPIEDADES PERIÓDICAS Configuración electrónica: [Kr] 4d10 5s2 5p3 Radio atómico (Å): 1,45 Radio iónico (Å): 0,62 (+5), 2,45 (-3) Radio covalente (Å): 1,38 Energía de ionización (kJ/mol): 834 Electronegatividad: 2,05 Afinidad electrónica (kJ/mol): 103 PROPIEDADES FÍSICAS Densidad (g/cm3): 6,697 Color: Blanco azulado Punto de fusión (ºC): 631 P. de ebullición (ºC): 1587 Volumen atómico (cm3/mol): 18,19 Historia Descubridor:  Desconocido. Lugar de descubrimiento: Desconocido. Año de descubrimiento:  Conocido desde la antigüedad. Origen del nombre: De la palabra griega "stíbi", pasó al latín como "stibium" (dando nombre al colorete de antimonio con el que las mujeres se daban sombra de ojos ya en el antiguo Egipto). La forma "antimonium" se formó en latín medieval por etimología popular como adaptación del árabe "at-timud", con el mismo significado. El origen del símbolo, Sb, proviene de la palabra latina stibium. Obtención:  Los compuestos de antimonio se conocen desde la antigüedad y, como metal, a comienzos del siglo XVII. En el antiguo Egipto se empleaba el sulfuro de antimonio como ungüento, colorete y para ennegrecer las uñas.

Métodos de obtención

Se obtiene fundiendo el mineral estibina, para concentrarlo en Sb2S3 y éste se tuesta a Sb2O3 que se reduce con carbón. Se purifica mediante fusión por zonas. Se obtiene como subproducto en los procesos metalúrgicos de cobre y plomo.

Aplicaciones Usado en la tecnología de semiconductores para fabricar detectores infrarrojos, diodos y dispositivos de efecto Hall. Aleado con plomo incrementa la dureza de este metal. Se usa para baterías, aleaciones antifricción, armas pequeñas, balas trazadoras, revestimientos de cables, etc. El sulfuro de antimonio (III) se emplea en la obtención de antimonio, para preparar la masa inflamable de las cerillas, en fabricación de vidrios coloreados, barnices y en pirotecnia. El cloruro de antimonio (III) se usa como catalizador.

              BISMUTO

Descripción General

CARACTERÍSTICAS GENERALES
Nombre: Bismuto	Símbolo: Bi
Número atómico: 83	Masa atómica (uma): 208,980
Período: 6	Grupo: VA (nitrogenoideos)
Bloque: p (representativo)	Valencias: +3, +5, -3
PROPIEDADES PERIÓDICAS
Configuración electrónica: [Xe] 4f14 5d10 6s2 6p3	Radio atómico (Å): 1,70
Radio iónico (Å): 0,74 (+5), 1,20 (+3)	Radio covalente (Å): 1,46
Energía de ionización (kJ/mol): 703	Electronegatividad: 2,02
Afinidad electrónica (kJ/mol): 91
PROPIEDADES FÍSICAS
Densidad (g/cm3): 9,780	Color: Blanco
Punto de fusión (ºC): 271	P. de ebullición (ºC): 1564
Volumen atómico (cm3/mol): 21,37

Historia

• Descubridor:  Desconocido.
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• Lugar de descubrimiento: Desconocido.
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• Año de descubrimiento: Conocido desde la antigüedad.
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• Origen del nombre: De la palabra alemana "bisemutum" que significa "materia blanca", en alusión al color del elemento.
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• Obtención: Sobre el siglo XIII se confundía con el plomo y el estaño. Claude Geoffrey  demostró, en 1753, que era diferente del plomo. Karl Scheele y Torbern Bergman descubrieron el bismuto como elemento.

Métodos de obtención

• A partir de los minerales que contienen bismuto, se obtiene el óxido de bismuto (III), el cual se reduce con carbón a bismuto bruto. Se purifica mediante fusión por zonas.
• Se obtiene como subproducto del refinado de metales como: plomo, cobre, oro, plata y estaño.

Aplicaciones

• Aleado junto a otros metales tales como: estaño, cadmio, ..., origina materiales de bajo punto de fusión utilizadas en sistemas de detección y extinción de incendios.
• Aleado con manganeso se obtiene el "bismanol" usado para la fabricación de imanes permanentes muy potentes.
• Se emplea en termopares y como "carrier" de ²³⁵U o ²³⁷U del combustible de reactores nucleares.
• Se emplea como catalizador en la obtención de fibras acrílicas.
• El óxido de bismuto (III) se emplea para fabricar vidrios de alto índice de refracción y esmaltes de color amarillo.
• El oxicloruro de bismuto, BiOCl, se emplea en cosmética y en fabricación de perlas artificiales.

                                4 VÍDEO  

                                         GRUPO IV A 

El grupo IV A del Sistema Periódico, o familia del carbono, está formado por los elementos: carbono, silicio, germanio, estaño, plomo y ununquadio.

La posición central de este grupo hace que su comportamiento sea un poco especial, sobre todo el de su primer elemento carbono, que, tiene la propiedad de unirse consigo mismo, formando cadenas y dando lugar así a una infinidad de compuestos que constituyen la llamada Química Orgánica.

El carácter metálico aumenta considerablemente conforme se desciende en el grupo, siendo el carbono un no-metal, el silicio y el germanio semimetales y el estaño, el plomo y el ununquadio típicos metales.

CARBONO

Descripción General

CARACTERÍSTICAS GENERALES
Nombre: Carbono	Símbolo: C
Número atómico: 6	Masa atómica (uma): 12,0107
Período: 2	Grupo: IVA (carbonoideos)
Bloque: p (representativo)	Valencias: +2, +4, -4
PROPIEDADES PERIÓDICAS
Configuración electrónica: [He] 2s22p2	Radio atómico (Å): 0,91
Radio iónico (Å): 2,6 (-4)	Radio covalente (Å): 0,77
Energía de ionización (kJ/mol): 1087	Electronegatividad: 2,55
Afinidad electrónica (kJ/mol): 154
PROPIEDADES FÍSICAS

Historia

• Descubridor:  Desconocido.
• Lugar de descubrimiento: Desconocido.
• Año de descubrimiento: Antigüedad (prehistoria).
• Origen del nombre: De la palabra latina "carbo", que significaba "carbón", donde el carbono es elemento mayoritario.
• Obtención: El carbono en carbón, hulla y carbono amorfo, ha sido utilizado desde tiempos prehistóricos.

Métodos de obtención

• El carbono se encuentra - frecuentemente muy puro - en la naturaleza, en estado elemental, en las formas alotrópicas diamante y grafito. El material natural más rico en carbono es el carbón (del cual existen algunas variedades).
• 
  
• Grafito:  Se encuentra en algunos yacimientos naturales muy puro. Se obtiene artificialmente por descomposición del carburo de silicio en un horno eléctrico.
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• Diamante: Existen en la naturaleza, en el seno de rocas eruptivas y en el fondo del mar. En la industria se obtiene tratando grafito a 3000 K de temperatura y a una presión entre 125 - 150 katm. Por ser la velocidad de transformación de grafito en diamante muy lenta, se utilizan metales de transición, en trazas, como catalizadores (hierro, níquel, platino).
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• Carbón de coque: muy rico en carbono, es el producto residual en la destilación de la hulla.
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• Carbono amorfo:  Negro de humo y carbón activo: Son formas del carbono 
• finamente divididas. El primero se prepara por combustión incompleta de sustancias orgánicas; la llama deposita sobre superficies metálicas, frías, partículas muy finas de carbón. El carbón activo se obtiene por descomposición térmica de sustancias orgánicas.
• 
  
• Fullerenos:   Estas sustancias se encuentran en el humo de los fuegos y en las estrellas gigantes rojas. Se obtienen, artificialmente, haciendo saltar un arco entre dos electrodos de grafito o sublimando grafito por acción de un láser.

Aplicaciones

Grafito: Construcción de reactores nucleares. Construcción de electrodos para la industria electrolítica, por su conductividad eléctrica. Lubricante sólido, por ser blando y untuoso. Construcción de minas de lapiceros, la dureza de la mina se consigue mezclando el grafito con arcilla. Construcción de crisoles de alta temperatura, debido al elevado punto de fusión del grafito. Diamante: Tallados en brillantes se emplean en joyería. Taladradoras. Cojinetes de ejes en aparatos de precisión. Carbón de coque: Se utiliza como combustible. Se utiliza para la reducción de óxidos metálicos en metalurgia extractiva. Negro de humo: Colorante. Fabricación de tintas de imprenta. Llantas de automóviles. Carbón activo: Adsorbente de gases. Catalizador. Decolorante. Purificación de aguas potables. En máscaras de gases. En filtros de cigarrillos. Fullerenos: Propiedades conductoras, semiconductoras o aislantes, en función del metal con que se contaminen. Lubricante. Inhibición de la proteasa del virus del SIDA. Fabricación de fibras. Compuestos de carbono: El dióxido de carbono se utiliza para carbonatación de bebidas, en extintores de fuego y como enfriador (hielo seco, en estado sólido). El monóxido de carbono se emplea como agente reductor en procesos metalúrgicos. El tetracloruro de carbono y el disulfuro de carbono se usan como disolventes industriales importantes. El freón se utilizaba en aparatos de refrigeración, hecho que está desapareciendo, debido a lo dañino de este compuesto para la capa de ozono. El carburo cálcico se emplea para preparar acetileno y para soldar y cortar metales. Los carburos metálicos se emplean como refractarios. El carbono junto al hierro forma el acero.

SILICIO

Descripción General

CARACTERÍSTICAS GENERALES
Nombre: Silicio	Símbolo: Si
Número atómico: 14	Masa atómica (uma): 28,0855
Período: 3	Grupo: IVA (carbonoideos)
Bloque: p (representativo)	Valencias: +2, +4, -4
PROPIEDADES PERIÓDICAS
Configuración electrónica: [Ne] 3s2 3p2	Radio atómico (Å): 1,32
Radio iónico (Å): 0,41 (+4)	Radio covalente (Å): 1,11
Energía de ionización (kJ/mol): 786	Electronegatividad: 1,90
Afinidad electrónica (kJ/mol): 134
PROPIEDADES FÍSICAS
Densidad (g/cm3): 2,33	Color: gris con brillo metálico
Punto de fusión (ºC): 1414	Punto de ebullición (ºC): 2680
Volumen atómico (cm3/mol): 12,06

Historia

• Descubridor:  Jöns Jacob Berzelius.
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• Lugar de descubrimiento: Suecia.
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• Año de descubrimiento: 1824.
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• Origen del nombre: El nombre "silicio" deriva del latín "silex" (pedernal). Este nombre proviene de que los compuestos de silicio eran de gran importancia en la prehistoria: las herramientas y las armas, hechas de pedernal, una de las variedades del dióxido de silicio, fueron los primeros utensilios del hombre.
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• Obtención: Aunque, previamente, Davy pensaba que la sílice no era un elemento, no pudo descomponerla. En 1824, Berzelius obtuvo silicio amorfo al hacer reaccionar tetrafluoruro de silicio sobre potasio fundido. Al lavar el producto con agua obtuvo un polvo pardo que era silicio amorfo. En 1854, Sainte-Claire Deville preparó silicio cristalino por electrólisis de un cloruro impuro de sodio y aluminio. El silicio estaba contenido en el aluminio en forma de escamas brillantes, al eliminar el aluminio por disolución quedó el silicio cristalino.

Métodos de obtención

• Mediante aluminotermia a partir de la sílice, óxido de silicio, y tratando el producto con ácido clorhídrico en el cual el silicio es insoluble.
• Reducción de sílice con carbono o carburo de calcio en un horno eléctrico con electrodos de carbono.
• Reducción de tetracloruro de silicio con hidrógeno (para obtenerlo de forma muy pura).
• El silicio hiperpuro se obtiene por reducción térmica de triclorosilano, HSiCl₃, ultrapuro en atmósfera de hidrógeno y posterior fusión por zonas a vacío.

Aplicaciones

• Utilizado para producir chips para ordenadores.
• Las células fotovoltaicas para conversión directa de energía solar en eléctrica utilizan obleas cortadas de cristales simples de silicio de grado electrónico.
• El silicio hiperpuro puede doparse con boro, galio, fósforo o arsénico, aumentando su conductividad; se emplea para la fabricación de transistores, rectificadores y otros dispositivos de estado sólido ampliamente empleados en electrónica.
• Se utiliza como integrante de aleaciones para dar mayor resistencia a aluminio, magnesio, cobre y otros metales.
• La arena y arcilla (silicatos) se usan para fabricar ladrillos y hormigón; son un material refractario que permite trabajar a altas temperaturas.
• El metasilicato de sodio, Na₂SiO₃, es una sal empleada en detergentes para tamponar e impedir que la suciedad entre en el tejido: los iones metasilicatos, SiO₃^-2,se unen a las partículas de suciedad, dándoles carga negativa, lo que impide que se agreguen y formen partículas insolubles.
• Al acidificar el ortosilicato de silicio se obtiene un precipitado gelatinoso de sílice (sílica gel) que se emplea como agente desecante, soporte para catalizadores, cromatografía y aislante térmico.
• La sílice (arena) es el principal ingrediente del vidrio, uno de los materiales más baratos con excelentes propiedades mecánicas, ópticas, térmicas y eléctricas.
• Las siliconas son derivados poliméricos del silicio. Se utilizan para juguetes, lubricantes, películas impermeables, implantes para cirugía estética, ...
• El carburo de silicio se utiliza como abrasivo importante, para componentes refractarios.

GERMANIO

Descripción General

CARACTERÍSTICAS GENERALES
Nombre: Germanio	Símbolo: Ge
Número atómico: 32	Masa atómica (uma): 72,61
Período: 4	Grupo: IVA (carbonoideos)
Bloque: p (representativo)	Valencias: +2, +4,
PROPIEDADES PERIÓDICAS
Configuración electrónica: [Ar] 3d10 4s2 4p2	Radio atómico (Å): 1,25
Radio iónico (Å):0,53 (+4), 0,93 (+2)	Radio covalente (Å): 1,22
Energía de ionización (kJ/mol): 784	Electronegatividad: 2,01
Afinidad electrónica (kJ/mol): 116
PROPIEDADES FÍSICAS
Densidad (g/cm3): 5,323	Color: Grisáceo
Punto de fusión (ºC): 938	Punto de ebullición (ºC): 2830
Volumen atómico (cm3/mol): 13,64

Historia

• Descubridor:  Clemens Winkler.
• Lugar de descubrimiento: Alemania.
• Año de descubrimiento: 1886.
• Origen del nombre: De la palabra latina "Germania", que significaba "Alemania".
• Obtención: El germanio era un elemento cuya existencia había sido predicha por Mendeleiev en 1871. Predijo que este elemento debería tener propiedades análogas al silicio y le llamó eka-silicio. Sus predicciones estaban extremadamente próximas a la realidad. Fue obtenido por Winkler del mineral argirodita.

Métodos de obtención

• Se obtiene como subproducto en los procesos de obtención de cobre, zinc y en las cenizas de ciertos carbones. Para la purificación ulterior se utiliza el proceso llamado fusión por zonas.

Aplicaciones

• Se utiliza como semiconductor.
• El germanio dopado con arsénico, galio, u otros elementos se utiliza como transistor.
• Por ser transparente a la radiación infrarroja se emplea en forma de monocristales en espectroscopios infrarrojos (lentes, prismas y ventanas) y otros aparatos ópticos entre los que se encuentran detectores infrarrojos extremadamente sensibles.
• El óxido de germanio se aplica en lentes gran angular de cámaras y en objetivos de microscopio.
• El germanio se utiliza como detector de la radiación gamma.
• Los compuestos organogermánicos se están utilizando en quimioterapia, pues tienen poca toxicidad para los mamíferos y son eficaces contra ciertas bacterias.

                 ESTAÑO

Descripción General

CARACTERÍSTICAS GENERALES
Nombre: Estaño	Símbolo: Sn
Número atómico: 50	Masa atómica (uma): 118,710
Período: 5	Grupo: IVA (carbonoideos)
Bloque: p (representativo)	Valencias: +2, +4
PROPIEDADES PERIÓDICAS
Configuración electrónica: [Kr] 4d10 5s2 5p2	Radio atómico (Å): 1,58
Radio iónico (Å): 0,71 (+4), 1,12 (+2)	Radio covalente (Å): 1,41
Energía de ionización (kJ/mol): 707	Electronegatividad: 1,96
Afinidad electrónica (kJ/mol): 116
PROPIEDADES FÍSICAS
Densidad (g/cm3): 7,31	Color: Blanco plateado
Punto de fusión (ºC): 232	Punto de ebullición (ºC): 2602
Volumen atómico (cm3/mol): 16,29

Historia

• Descubridor:  Desconocido.
• Lugar de descubrimiento: Desconocido.
• Año de descubrimiento: Conocido desde la antigüedad.
• Origen del nombre: De la palabra anglosajona "tin" que significa "estaño" o "lata", aunque también se piensa que deriva de Tinia, la suprema diosa del cielo de los Etruscos. El origen del símbolo procede de la palabra latina "stannum" que significa "estaño". 
• Obtención: El estaño se conoce desde la antigüedad y ya se menciona en el Viejo Testamento. En Mesopotamia ya se hacían armas de bronce (aleación de cobre y estaño). También los romanos recubrían con estaño el interior de recipientes de cobre.

Métodos de obtención

• El estaño se obtiene del mineral casiterita (óxido de estaño (IV)). Dicho mineral se muele y se enriquece en dióxido de estaño por flotación, después se tuesta y se calienta con coque en un horno de reverbero con lo cual se obtiene el metal.

 Aplicaciones

• Se utiliza para producir vidrio de ventanas. Para esto se añade vidrio fundido sobre estaño fundido, en el cual flota, con lo cual se produce una superficie lisa (Proceso Pilkington).
• Debido a su estabilidad y falta de toxicidad se emplea como recubrimiento de metales: recubrimiento de hierro (hojalata) para la industria conservera; esto se hace por electrólisis o por inmersión.
• Junto a otros metales forma aleaciones de importancia industrial.: bronce (cobre y estaño), estaño de soldar (64 % de estaño y 36 % de plomo), metal de imprenta, para fabricar cojinetes 30 % estaño, antimonio y cobre) y la aleación niobio-estaño, superconductora a bajas temperaturas.
• El cloruro de estaño (II) se emplea como agente reductor.
• Las sales de estaño pulverizadas sobre vidrio se utilizan para producir capas conductoras que se usan en paneles luminosos y en calefacción de cristales de coche.

PLOMO

Descripción General

CARACTERÍSTICAS GENERALES
Nombre: Plomo	Símbolo: Pb
Número atómico: 82	Masa atómica (uma): 207,2
Período: 6	Grupo: IVA (carbonoideos)
Bloque: p (representativo)	Valencias: +2, +4
PROPIEDADES PERIÓDICAS
Configuración electrónica: [Xe] 4f14 5d10 6s2 6p2	Radio atómico (Å): 1,75
Radio iónico (Å): 0,84 (+4), 1,20 (+2)	Radio covalente (Å): 1,47
Energía de ionización (kJ/mol): 716	Electronegatividad: 2,33
Afinidad electrónica (kJ/mol): 35
PROPIEDADES FÍSICAS
Densidad (g/cm3): 11,342	Color: Blanco azulado
Punto de fusión (ºC): 328	Punto de ebullición (ºC): 1749
Volumen atómico (cm3/mol): 18,27

Métodos de obtención

• El metal se obtiene a partir de los sulfuros minerales; el cual, tras un previo enriquecimiento es tostado y sinterizado en un horno, obteniéndose así el óxido de plomo (II), el cual se reduce con carbón de coque a plomo metal impuro (plomo de obra). El plomo se purifica por métodos pirometalúrgicos o electrolíticos.

Aplicaciones

• El plomo y el dióxido de plomo se utilizan para baterías de automóviles.
• Se utiliza para fontanería, aparatos químicos y municiones.
• Se emplea para la insonorización de máquinas, pues es muy efectivo en la absorción del sonido y de vibraciones.
• Se usa como blindaje para la radiación en reactores nucleares y en equipos de rayos X.
• El óxido de plomo (II) se utiliza para la producción de vidrios de alto índice de refracción para fabricar lentes acromáticas.
• El carbonato y el cromato de plomo (II) se usan como pigmentos en las pinturas.
• El nitrato de plomo se utiliza en pirotecnia.
• El minio (óxido de plomo) mezclado con aceite de linaza se usa como pintura antioxidante.
• El sulfuro de plomo (II) presenta propiedades semiconductoras por lo cual se utiliza en células fotoeléctricas.
• El arseniato de plomo (II) se emplea como insecticida.

UNUNQUADIO

Descripción General

CARACTERÍSTICAS GENERALES
Nombre: Ununquadio	Símbolo: Uuq
Número atómico: 114	Masa atómica (uma): (285)
Período: 7	Grupo: IVA (carbonoideos)
Bloque: p (representativo)	Valencias: -
PROPIEDADES PERIÓDICAS
Configuración electrónica: [Rn] 5f14 6d10 7s2 7p2	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:  Equipo del Instituto Nuclear de Dubna.
• Lugar de descubrimiento: Dubna, Rusia.
• Año de descubrimiento: 1998.
• Origen del nombre: nomenclatura sistemática IUPAC 
• Obtención: Sólo se ha logrado obtener un átomo del elemento Uuq, mediante la reacción de fusión de un átomo de calcio y un átomo de plutonio, según. ²⁴⁴Pu + ⁴⁸Ca = ²⁸⁹Uuq + 3 ¹n. Para ello se aceleraron iones ⁴⁸Ca hasta casi un décimo de la velocidad de la luz y se enfocaron contra un blanco de plutonio electrochapado sobre pan de titanio.

Métodos de obtención

•  Bombardeo de plutonio con calcio.

Aplicaciones

• No se conocen, pues sólo se ha podido crear un átomo de este elemento.

                              VÍDEO 5

                         

QUÍMICA ORGÁNICA Y EL ÁTOMO DE CARBONO 

La Química orgánica es la rama de la química que estudia una clase numerosa de moléculas que en su gran mayoría contienen carbono formando covalentes carbono-carbono o carbono-hidrógeno y otros heteroátomos, también conocidos como compuestos orgánicos. Debido a la omnipresencia del carbono en los compuestos que esta rama de la química estudia esta disciplina también es llamada Química del carbono. Friedrich Wöhler es conocido como el padre de la Química orgánica por reportar la síntesis de la urea, sustancia con alto contenido de nitrógeno presente en la orina.

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.

vídeo 6

PROPIEDADES DEL CARBONO 

Una de las propiedades de los elementos no metales como el carbono es por ejemplo que los elementos no metales son malos conductores del calor y la electricidad. El carbono, al igual que los demás elementos no metales, no tiene lustre. Debido a su fragilidad, los no metales como el carbono, no se pueden aplanar para formar láminas ni estirados para convertirse en hilos.

El estado del carbono en su forma natural es sólido (no magnético). El carbono es un elemento químico de aspecto negro (grafito) Incoloro (diamante) y pertenece al grupo de los no metales. El número atómico del carbono es 6. El símbolo químico del carbono es C. El punto de fusión del carbono es de diamante: 3823 KGrafito: 3800 K grados Kelvin o de -272,15 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del carbono es de grafito: 5100 K grados Kelvin o de -272,15 grados celsius o grados centígrados.

VÍDEO 7

USOS DEL CARBONO

El carbono es el cuarto elemento más abundante en el universo. Si alguna vez te has preguntado para qué sirve el carbono, a continuación tienes una lista de sus posibles usos:

• El uso principal de carbono es en forma de hidrocarburos, principalmente gas metano y el petróleo crudo. El petróleo crudo se utiliza para producir gasolina y queroseno a través de su destilación.
• La celulosa, un polímero de carbono natural que se encuentra en plantas, se utiliza en la elaboración de algodón, lino y cáñamo.
• Los plásticos se fabrican a partir de polímeros sintéticos de carbono.
• El grafito, una forma de carbono, se combina con arcilla para hacer el principal componente de los lápices. El grafito se utiliza también como un electrodo en la electrólisis, ya que es inerte (no reacciona con otros productos químicos).
• El grafito se utiliza también como lubricante, como pigmento, como un material de moldeo en la fabricación de vidrio y como moderador de neutrones en los reactores nucleares.
• El carbón, otra forma de carbono, se utiliza en obras de arte y para asar a la parrilla (por lo general en una barbacoa). El carbón activado (otra forma de carbono) se utiliza como un absorbente o absorbente en muchos filtros. Estos incluyen máscaras de gas, purificadores de agua y campanas extractoras de cocina. También puede ser utilizada en medicina para eliminar toxinas, gases o venenos del sistema digestivo, por ejemplo en los lavados de estómago.

web grafía

http://elementos.org.es/carbono
los 7 vídeos del grupo de química