sábado, 2 de agosto de 2008

REGLAS DE NOMENCLATURA Y COMPUESTOS FUNCIONALES

ISOMERIA GEOMETRICA

Se presenta frecuentemente en entidades con NC 4 y estructura cuadrado planar, o con NC 6 y estructura octaédrica, cuando existen dos o tres ligantes monodentados iguales entre sí y diferentes a los demás, o cuando existen ligantes didentados asimétricos. En el caso de dos ligantes iguales, los isómeros se diferencian mediante los prefijos cis- y trans-. El prefijo cis- corresponde a dos ligantes iguales en posiciones vecinas, es decir, sobre el mismo lado en la estructura cuadrado planar, o sobre la misma arista en la estructura octaédrica; el prefijo trans- indica que ocupan vértices o posiciones opuestas entre sí



ISOMERIA OPTICA
Un isómero óptico es aquel que en forma cristalina o en solución tiene la propiedad de hacer girar el plano de la luz monocromática (de una sola longitud de onda) o polarizada (oscila en un solo plano), hacia la derecha o hacia la izquierda.
Esta propiedad se mide en un aparato llamado polarímetro.Si uno de los isómeros hace girar la luz hacia la derecha, se denomina dextrorrotatorio; el otro isómero lo haráhacia la izquierda y se denomina levorrotatorio. En una mezcla de concentraciones iguales de cada isómero, el ángulo de giro en uno y otro sentido también es igual, luego el efecto se neutraliza y no se presenta desviación del plano de la luz. A esta mezcla equimolecular se la llama racémica; la tarea de separar los isómeros ópticos de una mezcla racémica se llama resolución.
Existen métodos y aparatos sofisticados para medir y estudiar las propiedades ópticas de las sustancias, pero los mismos no son competencia de este texto no especializado. La relación existente entre las estructuras de dos isómeros ópticos es la de que una es la imagen especular de la otra, y no son superponibles entre sí. Estrictamente hablando, esta isomería existe en moléculas disimétricas, cuando la entidad no presenta un eje impropio de simetría y tanto el centro de inversión como el plano de simetría corresponden a los ejes impropios S1 y S2, (ver Cap. 2). En esta introducción es suficiente con saber que la isomería óptica se presenta cuando las estructuras no poseen plano de simetría o centro de inversión.
El plano a que se hace referencia es imaginario (como un espejo de doble faz) que divide la molécula en dos partes iguales, de tal manera que al mirarse media molécula en él se ve exactamente la otra media. Si no se cumple esta condición, la estructura no posee plano de simetría y por lo tanto puede presentar isomería óptica.
El centro de inversión es un punto en el centro de la entidad, de tal manera que al trazar una recta desde cualquier punto de la estructura a través de él y continuando en la misma dirección, se encuentra a la misma distancia otro punto equivalente al de partida. Si esta condición no se cumple para todo punto de la estructura, la entidad no posee centro de inversión y por lo tanto también puede presentar la isomería óptica es poco común en compuestos cuadrados planares, ya que por lo general el plano de la entidad es a la vez un plano de simetría. En compuestos tetraédricos se presenta isomería óptica solamente cuando los cuatro ligantes o en general los cuatro sustituyentes, son diferentes entre sí.
La isomería óptica también puede presentarse en entidades octaédricas; como especies del tipo [M(AA)3], cis-[M(AA)2X2], cis-[M(AA)2XY], o trans-[M(AB)2XY] etc.,. Es fácil notar que estas estructuras no presentan ni plano de simetría ni tampoco centro de inversión

NOMENCLATURA IUPAC PARA LOS HIDROCARBUROS:

Tal como comentamos al principio, los hidrocarburos se clasifican en tres grandes grupos, en primer lugar veremos las reglas para los hidrocarburos alifáticos, si el estudiante es capaz de comprenderlas para ellos, el resto es simplemente una ampliación de las mismas.
Hidrocarburos Alifáticos:

Si bien es cierto que son cadenas lineales de átomos de carbonos, ellos pueden subdividirse en tres grandes grupos: ALCANOS, ALQUENOS y ALQUINOS.


Alcanos:

Los nombres de los alcanos lineales se dan en la Tabla 3.1. Las raíces son mayoritariamente latinas o griegas e indican el número de átomos de carbono en la cadena. Por ejemplo, el nombre heptadecano está formado por la voz griega hepta, siete y la palabra latina decano, diez. Los cuatro primeros alcanos tienen nombres especiales que han sido aceptados en el sistema de la IUPAC pero mantienen la terminación “ano”.

Los sustituyentes de tipo alcano se nombran reemplazando la terminación -ano por -ilo. Algunos homólogos inferiores de los alcanos ramificados tienen nombres comunes muy usados que utilizan los prefijos -iso y -neo, como es isobutano, isopentano, neohexano.

Los alcanos lineales suelen corresponder a la fórmula general CnH2n+2 , y sólamente en el caso de ser absolutamente lineal (no ramificado) reciben el nombre de la Tabla 3.1. Los alcanos ramificados derivan de los sistemas de cadena lineal por eliminación de un átomo de hidrógeno de un grupo metileno y sustitución por un grupo alquilo. Tienen la misma fórmula empírica que los alcanos lineales, CnH2n+2 . El ejemplo más sencillo es el 2-metilpropano, C4H10, con la misma fórmula molecular que el butano. Por lo tanto ambos compuestos son isómeros.

Para homólogos superiores (n4) de los alcanos son posibles más de dos isómeros, hay tres C5H12, hay cinco C6H14, nueve C7H16. En la Tabla 3.2, se observa el número de posibles alcanos isómeros CnH2n+2 , el número de posibilidades para conectar n átomos de carbono entre si y con los 2n+2 átomos de hidrógenos que los envuelven aumenta dramáticamente con el valor de n.

Reglas para nombrar a los alcanos remificados:

Para nombrar un hidrocarburo ramificado tal como el siguiente:
se considera que hay un grupo o radical metilo (CH3-) unido una cadena de heptano. El compuesto es así un metilheptano. (Se prescinde de la “o” final de metilo) Sin embargo, hay que indicar dónde se encuentra el metilo, ya que los compuestos,
son también metilheptanos. Para determinar la posición del metilo se numera la cadena más larga y se escribe y menciona dicho número, llamado localizador, delante del nombre, Así, los tres compuestos anteriores se llaman:

2-metilheptano

3-metilheptano

4-metilheptano


Regla Nº 1:
La cadena más larga se numera de un extremo a otro, de tal forma que se asigne los números más bajos a los carbonos con cadenas laterales, independientemente de la naturaleza de los sustituyentes.


Regla Nº 2:
Si en la cadena más larga un sustituyente se repite más de una vez, éstos se nombran con los prefijos de cantidad di, tri, tetra, penta, hexa, (solamente son validos para sustituyentes sencillos).
Como consecuencia del segundo ejemplo, nace la siguiente regla.


Regla Nº 3:
Si en un mismo carbono existe más de una vez el mismo sustituyente, el numero localizador se repite tantas veces como sustituyentes soporte.


Regla Nº 4:
Los sustituyentes en un compuesto ramificado se nombran por orden alfabético, independientemente de la numeración de los mismos, en el caso de repetirse uno de ellos más de una vez los prefijos de cantidad no se han de considerar para el orden alfabético.

Hay algunos compuestos que tienen un nombre común aceptado. Estos son isobutano, isopentano, neopentano e isohexano


Regla Nº 5:
Si en un compuesto hay dos radicales simples y uno complejo, este último se nombra primero, y a continuación los simples en orden alfabético. En el caso de que existan dos radicales complejos éstos se nombran en orden alfabético entre sí, y si éstos tuviesen las mismas palabras se citará en primer lugar aquel que tenga el número localizador más bajo.


Regla Nº 6:

Cuando hay dos o más radicales complejos iguales, para evitar confusiones con los prefijos sencillos di, tri, tetra, etc., se usan para éstos entonces los prefijos bis, tris, tetraquis, pentaquis, etc.

Regla Nº 7:
a) La cadena que tenga el mayor número de cadenas laterales
b) La cadena cuyas cadenas laterales tengan los localizadores más bajos
c) La cadena que tenga el máximo número de átomos de carbonos en las cadenas laterales más pequeñas.

d) La cadena que tenga cadenas laterales lo menos ramificadas posibles


Alquenos:
Los hidrocarburos que poseen un doble enlace, se nombran cambiando la terminación -ano (del alcano de igual número de átomos de carbono) por la terminación -eno

Los alquenos suelen responder a la fórmula general CnH2n, siempre y cuando no sean cíclicos.La posición del doble enlace o insaturación se indica mediante el correspondiente localizador. se procura asignar al doble enlace un localizador tan bajo como sea posible. Si hay ramificaciones se toma como cadena principal la cadena más larga de las que contenga el doble enlace; es decir el doble enlace tiene primacía sobre las cadenas laterales en el momento de numerar y elegir la cadena principal.


ISOMERIA CIS - TRANS ó (Z - E) EN LOS ALQUENOS
Cuando dos átomos de carbonos se enlazan mediante un doble enlace, la estructura resultante es rígida y se generan dos planos diferentes, en el espacio. Así cuando uno escribe 2-buteno, hay que ser cauteloso dado que existen dos compuestos distintos, aunque isómeros entre sí, estructuralmente


DIENOS Y POLIENOS:
Cuando un hidrocarburo contiene más de un doble enlace se emplea para nombrarlo la terminación -adieno, -atrieno, -atetraeno, etc., en lugar de la terminación -eno. Proceden al nombre los números localizadores de dichos doble enlaces.


Alquinos:
Son hidrocarburos con un enlace carbono-carbono triple, obedecen a la fórmula general CnH2n-2, los triples enlaces son lineal en su disposición espacial. Esta disposición lineal impide, que pueda obtenerse en la práctica un triple enlace sobre un anillo pequeño

En el caso de que en un compuesto existan dos o más enlaces triples, estos se nombran con la terminación -diino, -triino, etc


HIDROCARBUROS CON DOBLES Y TRIPLES ENLACES

Para nombrarlos hay que enunciar tanto el número de dobles enlaces como el de triples: si hay dos enlaces dobles y uno triple, será un dieno-ino; si hay tres enlaces dobles y dos triples será un trieno-diino; etc.
Para numerar la cadena principal se procura que recaigan los números más bajos en las insaturaciones (enlaces dobles y triples), prescindiendo de considerar si son dobles o triples

El problema se plantea cuando, tanto si se empieza a numerar por la izquierda como por la derecha, los localizadores de las insaturaciones coinciden. En este caso se da preferencia a los dobles enlaces sobre los triples, en el sentido de que se asigna a los dobles enlaces los localizadores más bajos.

HCC-CH2-CH2-CH=CH-CC-H 3-octeno-1,7-diino

CH3-CC-CH2-CH=CH-CH=CH-CH2-CH3 5,7-decadien-2-ino


RADICALES ALQUENILO Y ALQUINILO
Junto a dos sustituyentes o radicales alquilo, hay un grupo (-CH=CH-CH3) que desempeña una función análoga pero que contiene una insaturación. Los grupos o radicales univalentes de este tipo adoptan las terminaciones -enilo o -inilo (en o in por el doble o triple enlace, ilo por tratarse de un radical).


ALCANOS
El carbono se enlaza mediante orbitales híbridos sp3 formando 4 enlaces simples en disposición tetraédrica.


Nomenclatura

1.- Cadena más larga: metano, etano, propano, butano, pentano,...

2.- Las ramificaciones como radicales: metil(o), etil(o),...

3.- Se numera para obtener los números más bajos en las ramificaciones.

4.- Se escriben los radicales por orden alfabético y con los prefijos di-, tri-, ... si fuese necesario.

5.- Los hidrocarburos cíclicos anteponen el prefijo ciclo-


Propiedades físicas
Las temperaturas de fusión y ebullición aumentan con el número de carbonos y son mayores para los compuestos lineales pues pueden compactarse mas aumentando las fuerzas intermoleculares.
Son menos densos que el agua y solubles en disolventes apolares.
Propiedades químicas
Son bastantes inertes debido a la elevada estabilidad de los enlaces C-C y C-H y a su baja polaridad. No se ven afectados por ácidos o bases fuertes ni por oxidantes como el permanganato. Sin embargo la combustión es muy exotérmica aunque tiene una elevada energía de activación.
Las reacciones más características de los alcanos son las de sustitución:
CH4 + Cl2 ----> CH3Cl + HCl
También son importantes las reacciones de isomerización:
AlCl3
CH3CH2CH2CH3 ------> CH3CH(CH3)2
Obtención de alcanos
La fuente más importante es el petróleo y el uso principal la obtención de energía mediante combustión.
Algunas reacciones de síntesis a pequeña escala son: - Hidrogenación de alcanos:
Ni
CH3CH=CHCH3 -----> CH3CH2CH2CH3
- Reducción de haluros de alquilo:
Zn
2 CH3CH2CHCH3 ------> 2 CH3CH2CH2CH3 + ZnBr2



ALQUENOS
Los alquenos contienen enlaces dobles C=C. El carbono del doble enlace tiene una hibridación sp2 y estructura trigonal plana. El doble enlace consta de un enlace sigma y otro pi. El enlace doble es una zona de mayor reactividad respecto a los alcanos. Los dobles enlaces son más estables cuanto más sustituidos y la sustitución en trans es más estable que la cis.

Nomenclatura

1.- SeleccIonar la cadena principal: mayor número de dobles enlaces y más larga. Sufijo -eno.

2.- Numerar par obtener números menores en los dobles enlaces.


Propiedades físicas
Las temperaturas de fusión son inferiores a las de los alcanos con igual número de carbonos puesto que, la rigidez del doble enlace impide un empaquetamiento compacto.


Propiedades químicas
La reacciones más características de los alquenos son las de adición:
CH3-CH=CH-CH3 + XY ------> CH3-CHX-CHY-CH3
entre ellas destacan la hidrogenación, la halogenación, la hidrohalogenación y la hidratación. En estas dos últimas se sigue la regla de Markovnikov y se forman los derivados más sustituidos, debido a que el mecanismo transcurre mediante carbocationes y se forma el carbocatión más estable que es el más sustituido.
Otra reacción importante es la oxidación con MnO4- o OsO4 que en frío da lugar a un diol y en caliente a la ruptura del doble enlace y a la formación de dos ácidos.
Otra característica química importante son las reacciones de polimerización. Mediante ellas se puede obtener una gran variedad de plásticos como el polietileno, el poliestireno, el teflón, el plexiglas, etc. La polimerización de dobles enlaces tiene lugar mediante un mecanismo de radicales libres.


Obtención de alquenos
Se basa en reacciones de eliminación, inversas a las de adición:
CH3-CHX-CHY-CH3 ------> CH3CH=CHCH3 + XY
entre ellas destacan la deshidrogenación, la deshalogenación, la deshidrohalogenación y la deshidratación. Las deshidratación es un ejemplo interesante, el mecanismo transcurre a traves de un carbocatión y esto hace que la reactividad de los alcoholes sea mayor cuanto más sustituidos. En algunos casos se producen rearreglos de carbonos para obtener el carbocatión más sustituido que es más estable. De igual modo el alqueno que se produce es el más sustituido pues es el más estable. Esto provoca en algunos casos la migración de un protón.



ALQUINOS
Se caracterizan por tener enlaces triples. El carbono del enlace triple se enlaza mediante una hibridación sp que da lugar a dos enlaces simples sigma formando 180 grados y dos enlaces pi. El deslocalización de la carga en el triple enlace produce que los hidrógenos unidos a el tengan un carácter ácido y puedan dar lugar a alquiluros. El alquino más característico es el acetileno HCCH, arde con una llama muy caliente ( 2800 oC) debido a que produce menos agua que absorbe menos calor.
Sus propiedades físicas y químicas son similares a las de los alquenos. Las reacciones más características son las de adición.


Nomenclatura

1.- Se consideran como dobles enlaces al elegir la cadena principal.

2.- Se numera dando preferencia a los dobles enlaces.



NOMENCLATURA Y ESTRUCTURA DE HIDROCARBUROS CICLICOS


Los hidrocarburos cíclicos se denominan cicloalcanos; son ejemplos de los compuestos alicíclicos (alifáticos cíclicos). Los cicloalcanos, de fórmula general CnH2n, son isómeros de los alquenos, pero, a diferencia de ellos, son compuestos saturados. Se nombran combinando el prefijo ciclo– con el nombre del alcano que tenga el mismo número de carbonos. Los sustituyentes que soporte el anillo se ordenan alfabéticamente y se les asignan los números más bajos posible. Los compuestos alicíclicos suelen simbolizarse mediante los anillos (polígonos) del tamaño correspondiente, sin representar los C del anillo, aunque a veces se representan los H que estos soportan

Los compuestos policíclicos tienen más de un anillo; los que tienen dos, se denominan bicíclicos. Los anillos pueden estar simplemente unidos entre sí, como en el Problema 9.1(d). Los que comparten un enlace C–C se denominan fusionados, de los que la decalina (biciclo[4,4,O]decano) es un ejemplo. Los C que son comunes a los dos anillos, como los marcados en círculo en la decalina, se denominan carbonos cabeza de puente.          Â

A diferencia de los sistemas bicíclicos fusionados, los compuestos bicíclicos con puente tienen uno o más átomos de C separando a los C cabezas de puente [Prob. 9.2(¦)].
En los compuestos bicíclicos, el prefijo biciclo se combina con un par de corchetes en los cuales se sitúan unos números separados por puntos, que van seguidos por el nombre que indica el número total de C en la molécula. Los números contenidos en los corchetes denotan cuántos C se hallan en cada puente que une a los dos C cabeza de puente. Los números se ordenan de mayor a menor.

(a) Este compuesto bicíclico fusionado tiene un puente de cuatro carbonos constituido por C2, C3, C4 y C 5 y un puente de dos carbonos (C7y C8; el puente entre los C cabeza de puente tiene O átomos de carbono. El compuesto contiene en total ocho carbonos, luego el nombre es biciclo[4,2,0]octano. (b) Consideraremos el anillo ciclopropánico como sustituyente de la cadena carbonada más larga. El nombre será 1–ciclopropil­3–metil–1–penteno. (c) Los sustituyentes, en orden alfabético, se numeran de modo que tengan los números más bajos posibles. El nombre es 3–bromo–1,1–dimetilciclohexano. (d) 1,1,3–trimetilciclopentano. (e) 3–nitroci­c10hexeno (no 6–nitrociclohexeno). Los C del doble enlace se numeran como 1 y 2, de modo que se asigne el número menor al sustituyente. (f) La numeración en los compuestos bicíclicos se inicia por el C cabeza de puente más próximo a un sustituyente. Los sustituyentes situados en el puente más largo reciben los números más bajos. El nombre es 2,2,7,7–tetrametilbiciclo[2,2,1]heptano.

La función alcohol no es de las que tiene una prioridad muy elevada. Es frecuente encontrarla como función principal pero aun más frecuente como secundaria.

Alcohol
Generalidades.- Los alcoholes son los derivados hidroxilados de los hidrocarburos, al sustituirse en éstos los átomos de hidrógeno por grupos OH. Según el número de grupos OH en la molécula, unido cada uno de ellos a distinto átomo de carbono, se tienen alcoholes mono, di, tri y polivalentes. Los alcoholes alifáticosmonovalentes son los más importantes y se llaman primarios, secundarios y terciarios, según que el grupo OH se encuentre en un carbono primario, secundario o terciario:
R-CH2OH
Alcohol primario Alcohol secundario Alcohol teciario
Nomenclatura.- Cuando uno de los hidrógenos del agua (H2O) se sustituye por un grupo alquilo, se dice que el compuesto resultante es un alcoho
Hay varias formas de nombrar a los alcoholes. La primera es derivar el nombre a partir del hidroarburo del mismo número de carbonos y utilizar la terminación ol.
Ejemplos:CH3-H CH3-OH CH3-CH2-H CH3-CH2-OHMetano metanol etano etanol
Cuando el grupo OH etá al final de la cadena del hidrocarburo, se concidera que está unido al carbono 1.Ejemplos:CH3-CH2-CH2-CH2-CH2-CH2-OH 1-hexanolEn los alcoholes arborescentes se busca la cadena más larga posible de átomos de carbono que incluyan el radical OH-, por ejemplo, el carbono número 1 unido al OH-:CH32 3 4 5 6CH3-CH2-CH2-CH-CH2-CH-CH2-CH3 4-metil-2-propil-1-hexanol1 CH2-OHCuando el grupo –OH aparece en más de una posición en la cadena carbonada, se debe indicar también su posición según el átomo de carbono al que esté unido.A veces es conveniente designar a los alcoholes y considerarlos como derivados del metanol (carbinol) CH3-OH; en este sistema los grupos alquilo que sustituyen los enlaces del carbono e hidrógeno en el grupo metilo son los que se emplean, seguidos del término carbinol.Un terces sistema de nomenclatura acostumbrado para nombrar los alcoholes es, en los casos simples, hacerlos derivar del grupo funcional del cual provienen y usar la terminación ílico, se escribe primero la palabra alcohol.El metanol es muy tóxico, produce ceguera y se emplea como solvente para barnices, el etanol 100% puro es venenosopero en solución acuosa además de tener propiedades antisépticas puede emplearse en bebidas de moderación

Cuando el grupo –OH aparece en más de una posición en la cadena carbonada, se debe indicar también su posición según el átomo de carbono al que esté unido.A veces es conveniente designar a los alcoholes y considerarlos como derivados del metanol (carbinol) CH3-OH; en este sistema los grupos alquilo que sustituyen los enlaces del carbono e hidrógeno en el grupo metilo son los que se emplean, seguidos del término carbinol.Un terces sistema de nomenclatura acostumbrado para nombrar los alcoholes es, en los casos simples, hacerlos derivar del grupo funcional del cual provienen y usar la terminación ílico, se escribe primero la palabra alcohol.El metanol es muy tóxico, produce ceguera y se emplea como solvente para barnices, el etanol 100% puro es venenosopero en solución acuosa además de tener propiedades antisépticas puede emplearse en bebidas de moderación

El alcohol es el término aplicado a los miembros de un grupo de compuestos químicos del carbono que contienen el grupo OH. Dicha denominación se utiliza comúnmente para designar un compuesto específico: el alcohol etílico o etanol. Proviene de la palabra árabe al-kuhl, o kohl, un polvo fino de antimonio que se utiliza para el maquillaje de ojos. En un principio, el término alcohol se empleaba para referirse a cualquier tipo de polvo fino, aunque más tarde los alquimistas de la Europa medieval lo utilizaron para las esencias obtenidas por destilación, estableciendo así su acepción actual. Los alcoholes tienen uno, dos o tres grupos hidróxido (-OH) enlazados a sus moléculas, por lo que se clasifican en monohidroxílicos, dihidroxílicos y trihidroxílicos respectivamente. El metanol y el etanol son alcoholes monohidroxílicos. Los alcoholes también se pueden clasificar en primarios, secundarios y terciarios, dependiendo de que tengan uno, dos o tres átomos de carbono enlazados con el átomo de carbono al que se encuentra unido el grupo hidróxido. Los alcoholes se caracterizan por la gran variedad de reacciones en las que intervienen; una de las más importantes es la reacción con los ácidos, en la que se forman sustancias llamadas ésteres, semejantes a las sales inorgánicas. Los alcoholes son subproductos normales de la digestión y de los procesos químicos en el interior de las células, y se encuentran en los tejidos y fluidos de animales y plantas. Etanol: El alcohol de vino, alcohol etílico o etanol, de fórmula C2H5OH, es un líquido transparente e incoloro, con sabor a quemado y un olor agradable característico. Es el alcohol que se encuentra en bebidas como la cerveza, el vino y el brandy. Debido a su bajo punto de congelación, ha sido empleado como fluido en termómetros para medir temperaturas inferiores al punto de congelación del mercurio, -40 °C, y como anticongelante en radiadores de automóviles. Normalmente el etanol se concentra por destilación de disoluciones diluidas. El de uso comercial contiene un 95% en volumen de etanol y un 5% de agua. Ciertos agentes deshidratantes extraen el agua residual y producen etanol absoluto. El etanol tiene un punto de fusión de -114,1 °C, un punto de ebullición de 78,5 °C y una densidad relativa de 0,789 a 20 °C. Desde la antigüedad, el etanol se ha obtenido por fermentación de azúcares. Todas las bebidas con etanol y casi la mitad del etanol industrial aún se fabrican mediante este proceso. El almidón de la patata (papa), del maíz y de otros cereales constituye una excelente materia prima. La enzima de la levadura, la cimasa, transforma el azúcar simple en dióxido de carbono. La reacción de la fermentación, representada por la ecuación C6H12O6 ± 2C2H5OH + 2CO2 es realmente compleja, ya que los cultivos impuros de levaduras producen una amplia gama de otras sustancias, como el aceite de fusel, la glicerina y diversos ácidos orgánicos. El líquido fermentado, que contiene de un 7 a un 12% de etanol, se concentra hasta llegar a un 95% mediante una serie de destilaciones. En la elaboración de ciertas bebidas como el whisky y el brandy, algunas de sus impurezas son las encargadas de darle su característico sabor final. La mayoría del etanol no destinado al consumo humano se prepara sintéticamente, tanto a partir del etanal (acetaldehído) procedente del etino (acetileno), como del eteno del petróleo. También se elabora en pequeñas cantidades a partir de la pulpa de madera.Obtención.- los alcoholes se obtienen generalmente por hidrólisis de los halogenuros de alquilo con álcali acuoso o tambíen óxido de plata en suspensión en agua:RX+[AgOH]  ROH+XagMediante hidrólisis de los ésteres con álcalisi


Propiedades físicas.

Los alcoholes son compuestos incoloros, cuyos primeros términos son líquidos solubles en agua; del C5 al C11 son aceitosos e insolubles en agua y los superiores son sólidos e isolubles en agua. El punto de ebullición aumenta con el número de carbonos, dentro de un grupo de isómeros, el alcohol primario tiene el punto de ebullición más alto, disminuyendo hasta el terciario.Propiedades químicas.- Los alcoholes se conducen, desde el punto de vista químico, de la siguente manera:Reaccionan con los ácidos orgánicos e inorgánicos para formar ésteres

Con los halogenuros dan productos de oxidación en los que se encuentran halógenos:CH3-Cl2OH  CCl3-COHCl2
Reaccionan con los metales fuertemente positivos:2C2H5OH + 2Na  2C2H5ONa +H2Etóxido sódico
Los alcoholes se deshidratan (800°C) dando alefinas:R-CH2CH2OH  R-CH=CH2+H2OAlcohol metilico o metanol, recibe también los nombres de metanol y carbinol y su formula es CH3OH. Se puede preparar por destilación de la madera, por lo que se le llama también "espíritu de la madera". Actualmente se obtiene por reacción del óxido de carbono e hidrógeno a altas temperaturas y presiones, empliando catalizadores de óxido de zinc y cromo:CO2+2H2  CH3OHEl metanol es un líquido incoloro, muy tóxico, que provoca la ceguera e incluso la muerte si se ingiere. Es inflamable y miscible con el agua, en todas las proporciones, y con la mayoría de los disolventes orgánicos. Se utiliza como disolvente de pinturas, barnices, lacas, etc., en la fabricación de perfumes, colorantes, etc., para la obtención del etanol desnaturalizado y en mezclas anticongelantes para radiadores de automóviles.Alcohol etílico o etanol, se le denomina también "espíritu de vino" y tiene la fórmula CH3-CH2OH. Se obtiene corrientemente por fermentación de ciertos azúcares, especialmente glucosa, y en este proceso se utilizan materias primas las mezclas azucareras.El etanol es un líquido incoloro, inflamable, con punto de ebullición a 78.1°C, miscible en agua en todas las proporciones y también en la mayoría de los disolentes orgánicos. Se utiliza en numerosas síntesis, para la preparación de ésteres, éteres, cloroformo, etc., como disolventede resinas, pinturas, gomas, etc., en perfumería y como combustible.






3. Eteres
Generalidades.- Los éteres son compuestos orgánicos que tienen como fórmula general CnH2n+2O y su estructura se expresa por R-O-R´. Pueden clasificarse como derivados de los alcoholes, al sustituir el hidrógeno del grupo hidroxilo por otro radical alquilo, y son análogos a los óxidos de los metales monovalentes, por lo que se concideran también como óxidos orgánicos (óxidos de alquilo o anhídridos de alcoholes).Cuando los dos grupos alquilos de un éter son iguales, éste se llama éter simétrico o simple (por ejemplo C2H5-O-C2H5 o éter dietílico): cuando los dos grupos alquilo son diferentes, se habla de éter asimétrico o mixto (por ejemplo CH3-O-C2H5 o etil-metil éter).Nomenclatura.- Estos compuestos orgánicos se consideran como producto de la sustitución del hidrógeno del grupo hidroxilo de los alcoholes , por un radical alquilo o arilo. Se tiene cuatro sistemas para nombrar a los éteres:
1. Con los nombres de los radicales ligados al oxígeno, unidos con la palabra oxi, nombrando primero al radical más simple.
2. Se nombran los grupos alquilo unidos al oxígeno, seguido por la palabra éter o como éter de los radicales alquílicos unidos al oxígeno.
3. Si un miembro no tiene nombre simple puede nombrarse el compuesto como un derivado alcoxi.
4. Considerándolos como óxidos de los radicales unidos al oxígeno, cuando estos son iguales.






Obtención.



Los éteres pueden obtenerse por deshidratación de los alcoholes con ácido sulfúrico o también con ácido fosfórico glacial:CH3-CH2OH+CH3-CH2OH  C2H5-O-C2H5+H2OSO4H2También se preparan calentando un alcóxido alcalino con los halogenuros de alquilo:RONa+R´X  R-C-R´+XnaPropiedades físicas.- Los términos inferiores son gaseosos o líquidos volátiles de olor agradable. Tienen puntos de ebullición más bajos que los de los alcoholes del mismo número de átomos de carbono y son menos densos que el agua y poco solubles en ella.Propiedades químicas: Si se calientan los éteres a presión con ácido sulfúrico diluido se transforman en alcoholes:R-O-R+H2O  2ROHSO4H2Dan reacciones de sustitución con los halógenos:CH3-CH2-O-CH2-CH3  CH3-CHCl-O-CH2-CH3  CH3-CHCl-O-CHCl-CH3Cl2 Cl2Si esta reacción se realiza a la luz, se sustituyen todos los átomos de hidrógeno, formándose:CH3-CCl2-O-CCL2-CCl3El éter etílico también denominado éter sulfúrico, éter dietílico o simplemente éter, tiene como fórmula CH3-CH2-O-CH2-CH3. Es un líquido incoloro, ligeramente soluble em agua, miscible con etanol en todas las proporciones y es inflamable. Forma mezclas explosivas con el aire, lo cual constituye un gran inconveniente para sus aplicaciones. El punto de ebullición es 34.5°C.Se utiliza en la industria como disolvente de grasas, aceites, resinas, etc. También se emplea como refrigerante y anestésico.






Cetona y aldehidos
Generalidades.- Si los alcoholes constituyen el primer grado de oxidaciòn de los hidrocarburos, los aldehídos y las cetonas representan el segundo. Se ha visto anteriormente que los alcoholes primarios se oxidan en aldehidos y los secundarios en cetonas; continuando la oxidación se producirán ácidos orgánicos que corresponden al tercer grado de oxidación.
La formula general de un aldehído es Y la de una cetona .
La existencia de ambos tipos de compuestos del grupo carbonilo implica una serie de propiedades comunes, que dependen de la reactividad del doble enlace de dicho grupo.Nomenclatura.- Los compuestos que contienen el grupo carbonilo (C=O)se conocen como aldehidos y cetonas. Si uno de los átomos unido al gripo carbonilo es un átomo de hidrógeno, el compuesto es un aldehído ( ). El otro átomo o grupo de átomosunidos al carbonilo pueden ser hidrógeno o radicales alquil. En el caso de las cetonas, ambos grupos unidos al carbonilo son alquilos ( ).
En el sistema IUPAC la terminación característica para los aldehídos es al y para las cetonas ona, las cuales se añaden al nombre original del hidrocarburo (suprimiendo la terminación "o"de éste) que tenga el mismo número de átomos de carbono.Por lo común, el compuesto se denomina como derivado de la cadena continua más larga de átomos de carbono, incluyendo el grupo funcional carbonilo. En el caso de los aldehídos, el grupo –CH=O tiene que aparecer siempre al final de la cadena e indicar siempre el número 1, aunque este número no aparece en el nombre. Sin embargo, en el caso de las cetonas el grupo carbonilo puede estar en posiciones diversas en una cadena carbonada y su posición debe indicarse con el número más bajo posible. Los demás sustituyentes quedan indicados por el número adecuado y el prefijo destinado a indicar sus posiciones en la cadena carbonada. También se emplean nombres comunes para aldehídos y cetonas. Los aldehídos se denominan por lo general como derivados del ácido correspondienteque puedan formar por oxidación, la terminación ico del ácido se suprime y se sustituye por el término aldehído.Las cetonas, con excepción de la acetona, se nombran según los grupos alquilo unidos a la función carbonilo seguidos de la palabra cetona.






Obtención.



La obtención de aldehídos y cetonas se efectúa por oxidación de alcoholes primarios y secundarios, hecha con dicromato potásicoen médio ácido, por hidrólisis del acetileno para obtener un aldehído:HC≡CH+M2O  CH3-COHSO4H2Por hidrólisis de los alqinos, salvo el acetileno, para producir cetonas:CH3-C≡CH+H2O  CH3-CO-CH3Puede realizarse la hidrólisis de los derivados dihalogenados de los hidrocarburos con halógenos en el mismo átomo de carbono para obtener aldehídos o cetonas:CH3-CHCl2+2H2O  2ClH+CH3-COH+H2OCH3-CCl2-CH3+2H2O  2ClH+CH3-CO-CH3+H2OPropiedades físicas.- Con la excepción del metanal, que es un gas, los aldehídos y las cetonas que tienen hasta diez átomosde carbono son líquidos de olor agradable, sobre todos las últimas. Son muy solubles en disolventes orgánicos, pero sólo son solubles en agua los primeros términos de cada clase. Esta solubilidad en agua es mucho mayor en disoluciones de ácidos fuertes, puesto que aceptan protones y forman sales de oxonio.Propiedades químicas.- La reactividad de aldehídos y cetonas de debe al carácter no saturado del grupo carbonilo. Por reducción se obtienen los alcoholes correspondientes:CRH=O+[H]  R-CH2OHRRC=O+[H]  R-CHOH-RReacciones de diferenciación.- A diferenca de las cetonas, los aldehídos son reductores fuertes, lo que se manifiesta con una disolución de NO3Ag amoniacal, que les hace depositar en espejo brillante de plata metálica (reactivo de Tollens), y con el reactivo de Fehling (disolución alacalina de sulfato cúprico y tartrato sódico potásico), al formarse un precipitado de óxido cúprico de color rojo. Los aldehídos se polimerízan fácilmente, formando sustancias de elevado peso molecular sin alterar la composición elemental. Las cetonas no se polimerizan.






Acido Carboxilico
Generalidades.- Los ácidos orgánicos contienen carbono , oxígeno e hidrógeno y se encuentra en su molécula el radical monovalente carboxilo –COOH. Se denominan monoácidos cuando sólo hay un grupo carboxilo, diácios y triácidos, si tienen respectivamente dos o tres, etc.Poseen las mismas propiedades que los ácidos en general, es decir, enrojecen el papel tornasol, dan reacciones de neutralización con las bases, atacan a los metales desprenciendo hidróheno, tec., y se hallan disociados, aunque débilmente, en iones H+ de la forma siguente



Con los alcoholes forman ésteres por la reacción llamada de esterificación:R-COOH+R´OH  R-COOR´+H2OCon los halógenos reaccionan realizándose sustituciones de los átomos de hidrógeno contenidos en el carbono vecino de la función ácido:CH3-COOH+Cl2  CH2Cl-COOH+ClHCon los cloruros de fósforo dan cloruros de ácido:3CH3-COOH+Cl3P  PO3H3+3CH3-COOHEstá ubicado siempre en el extremo de la cadena de carbonos.Nomenclatura.- Los ácidos carboxílicos se definen como compuestos orgánicos que contienen uno o más grupos carboxilos (-COOH) en la molécula. El nombre sistemático de los ácidos se obtiene usando el nombre del hidrocarburo con cadena más larga, sin arborescenciasque incluya al grupo carboxilo, y sustituyendo la terminación o del alcano por oico, anteponiendo la palabra ácido.También se tienen nombres comunes debido a que muchos de ellos se conocen desde hace mucho tiempo y su nombre se deriva de las fuentes naturales. Estos nombres no se recomiendan en la actualidad excepto para los ácidos más sencillos, ya que es más simple y lógico aplicar la nomenclatura sistemática a todos los ácidos. Ocasionalmente se puede poner al final del nombre del hidrocarburo la palabra carboxílico






Para nombrar los ácidos orgánicos con ramificaciones se toma como número 1 al carbono del grupo carboxilo. Ejemplo:CH3-CH-CH2-COOH CH2-CH2-CH2-COOH Cl OHÁcido 3-clorobutanoico ácido 4-hidroxibutanoicoPero más utilizada que la nomenclatura sistemática de los ácidos es la nomenclatura común, la cual usa indistintamente números o letras griegas para indicar la posición de los radicales o sustituyentes. Al cabono 2 se le asigna la letra alfa (α) y asν sucesivamente en la cadena principal. Ejemplo:CH3-CH2-CH-COOH CH3-CH-COOH NH2 IÁcido α-aminobutílico ácido α-yodo propiónico
Obtención.- Los ácidos grasos se preparan por oxidación de alcoholes, aldehídos y cetonas, realizada con dicromato potásico en medio ácido:R-CH2OH R-COH R-COOHR-CHOH-R´ R-COR´ R-COOH+R´-COOHPor hidrólisis de las grasas naturales, que permiten obtener muchos ácidos grasos superiores, y por acción de un ácido inorgánico fuerte sobre sales orgánicas:CH3-COONa+ClH ClNa+ROOHEl ácido butírico se encuentra en la mantequilla rancia y el ácido capróico en la leche de cabra. Los ácidos caprónico, caprílico y caprínico (con 6, 8 y 10 átomos de carbono) se encuentran en la manteca de leche de vaca y cabra. Los ácidos palmítico y esteárico se sacan del sebo y sirven para la fabricación de velas. El ácido fórmico es el veneno que secretan las hormigas cuando muerden, se encuentra también en el veneno de las abejas, en las orugas procesionarias y en las ortigas, este ácido, es el más fuerte de la serie, es un líquido incoloro, de olor picante y cáustico, muy reductor y se disuelve en agua en todas proporciones. El ácido acético se encuentra en los alquitranes procedentes de la destilación de la madera, de donde se extrae industrialmente, es un líquido incoloro, soluble, de olor picante, muy higroscópico y se solidifica en cristales (acético glaciar) a 16.5°C, además de usarse como condimento (vinagre), el ácido acético se emplea en el estampadode la lana y de la seda, en la farmacia, para la fabricación de aspirinas y en la preparación de lacas y barnices. El ácido acrílico (CH2=CH-COOH)se obtiene en la industria por acción del ácido cianhídrico sobre el óxido de etileno, saponificando el nitrilo formado. Es un líquido que se solidifica a 12.3°C y hierve a 142°C.






Compuestos polifuncional



Para darle nombre a compuestos que tienen más de un grupo funcional, se escoge el grupo con mayor prioridad de acuerdo con la Tabla 2. Note que los compuestos de mayor prioridad son los ácidos carboxílicos (RCOOH) seguidos por sus derivados (RCOX). Luego siguen aldehídos y cetonas (C=O), alcoholes, fenoles y aminas (R-OH, R-NH2) y de último alquenos y alquinos (C=C, C C). El sufijo del nombre del compuesto corresponde al del grupo funcional de mayor prioridad; los demás grupos se citan como sustituyentes (prefijos). La cadena principal es la más larga que contenga a ese grupo funcional y se numera de tal forma que el grupo funcional principal reciba el índice más bajo posible. Si el grupo funcional principal ocurre más de una vez en el compuesto, la cadena principal será aquella que pase por el mayor número de ocurrencias de ese grupo.







1- Máximo número de sustituyentes correspondiendo al grupo principal.
Note que aunque en este caso la cadena más larga es de 7 carbonos, se escogió como cadena principal la de 5 carbonos pues ella contiene a los dos grupos hidroxilo principales. El átomo de cloro, o cualquier otro grupo funcional de menor prioridad no tiene ninguna importancia al escoger la cadena.
2- Máximo número de enlaces dobles y triples considerados juntos.
En este caso, todas las posibles cadenas tienen dos grupos hidroxilo. La cadena más larga contiene 9 carbonos y un doble enlace. La cadena que se indica con líneas más gruesas contiene sólo 7 carbonos pero además tiene dos dobles enlaces por lo que se debe escoger como la cadena principal.
3- Longitud máxima.
Si todas las posibles cadenas contienen igual número del grupo funcional de mayor prioridad y de dobles y triples enlaces carbono-carbono, simplemente se escoge como principal la que sea más larga. La presencia de otros grupos funcionales no tiene ninguna importancia. Si todas las posibilidades tienen igual longitud, se continúa con las reglas siguientes para hacer la elección.
4- Indices más bajos para los grupos principales (para el sufijo).
Aquí, el nombre alterno (~1,8-octanodiol) tiene en el segundo índice un número más alto que en el caso de ~1,7-octanodiol.
5- Indices más bajos para los enlaces múltiples.
Compare ~2,7-nonadien~ con ~2,6-nonadien~.
6- Máximo número de sustituyentes citados como prefijos.
En este ejemplo, todas las posibles cadenas tienen igual número de grupos funcionales principales (-OH) y de átomos de carbono. Sin embargo, una de ellas tiene sólo un grupo que se cita como sustituyente (como prefijo), otra tiene 2 y la que se señala tiene 3 por lo que se escoge como cadena principal. Note que no tiene importancia el tipo de sustituyentes de que se trate; pueden ser alquilos, halógenos, aminos, hidroxilos, nitrilos, etc; todos son simples sustituyentes que se indicarán como prefijos en el nombre del compuesto.
7- Indices más bajos para todos los sustituyentes de la cadena principal citados como prefijos.
Aquí, las tres posibles cadenas cumplen con todas las reglas anteriores. Al numerar las cadenas, tendremos como índices 3,5,6 para una; 2,5,7 para otra; y 2,5,6 para la que se indica.
8- El sustituyente que se cite de primero en orden alfabético.
Si la regla anterior falla y obtenemos índices iguales para dos o más cadenas, el orden alfabético de los sustituyentes es el que decide cuál es la cadena principal. En este hidrocarburo, ambas cadenas reciben iguales índices (1,1,6,7) por lo que el orden alfabético de los sustituyentes es el que decide. Recuerde que prefijos como di y tri no se toman en cuenta. El nombre alterno; 1,7-dicloro~ no es correcto.
9- Indices más bajos para los sustituyentes citados de primero en orden alfabético.
Finalmente, si la cadena principal ya ha sido escogida pero produce los mismos índices al numerarse de izquierda a derecha o en sentido contrario, se utiliza la numeración que le asigne un índice más bajo al sustituyente que aparezca de primero en el orden alfabético. En este caso, ambos sentidos de numeración dan los índices 4,5 pero como metil aparece antes que nitro, se le asigna a metil el índice más bajo.

TRABAJO DE LA TABLA PERIODICA GRUPOS 17 Y 18

Halógenos (GRUPO 17 DE LA TABLA PERIODICA)


El grupo de los halógenos es el grupo 17 de la tabla periódica de los elementos, formado por los siguientes elementos: flüor, cloro, bromo, yodo y astato (este ültimo, radioactivo y poco comün). La palabra proviene del griego y significa formador de sales.
En forma natural se encuentran como moléculas diatómicas, X2. Para llenar por completo su ültimo nivel energético necesitan un electrón más, por lo que tienen tendencia a formar un ión mononegativo, X-. Este ión se denomina haluro; las sales que lo contienen se conocen como haluros.
Poseen una electronegatividad ≥ 2,5 segün la escala de Pauling, presentando el flüor la mayor electronegatividad, y disminuyendo ésta al bajar en el grupo. Son elementos oxidantes (disminuyendo esta característica al bajar en el grupo), y el flüor es capaz de llevar a la mayor parte de los elementos al mayor estado de oxidación que presentan.
Muchos compuestos orgánicos sintéticos, y algunos naturales, contienen halógenos; a estos compuestos se les llama compuestos halogenados. La hormona tiroidea contiene átomos de yodo. Los cloruros juegan un papel importante en el funcionamiento del cerebro mediante la acción del neurotransmisor inhibidor de la transmisión GABA.
Algunos compuestos presentan propiedades similares a las de los halógenos, por lo que reciben el nombre de pseudohalógenos. Puede existir el pseudohalogenuro, pero no el pseudohalógeno correspondiente. Algunos pseudohalogenuros: cianuro (CN-), tiocianato (SCN-), fulminato (CNO-), etcétera.


Fluor


El flúor es un elemento químico de número atómico 9 situado en el grupo de los halógenos (grupo 17) de la tabla periódica de los elementos. Su símbolo es F.
Es un gas a temperatura ambiente, de color amarillo pálido, formado por moléculas diatómicas F2. Es el más electronegativo y reactivo de todos los elementos. En forma pura es altamente peligroso, causando graves quemaduras químicas en contacto con la piel.



Caracteristicas
El flúor es un gas corrosivo de color amarillo casi blanco, fuertemente oxidante. Es el elemento más electronegativo y reactivo y forma compuestos con prácticamente todo el resto de elementos, incluyendo los gases nobles xenón y radón. Incluso en ausencia de luz y a bajas temperaturas, el flúor reacciona explosivamente con el hidrógeno. Bajo un chorro de flúor en estado gaseoso, el vidrio, metales, agua y otras sustancias, se queman en una llama brillante. Siempre se encuentra en la naturaleza combinado y tiene tal afinidad por otros elementos, especialmente silicio, que no se puede guardar en recipientes de vidrio.
En disolución acuosa, el flúor se presenta normalmente en forma de ion fluoruro, F-. Otras formas son fluorocomplejos como el [FeF4]-, o el H2F+.
Los fluoruros son compuestos en los que el ion fluoruro se combina con algún resto cargado positivamente.
El flúor es un elemento químico esencial para el ser humano
Aplicaciones

El politetrafluoroetileno (PTFE), también denominado teflón, se obtiene a través de la polimerización de tetrafluoroetileno que a su vez es generado a partir de clorodifluorometano, que se obtiene finalmente a partir de la fluoración del correspondiente derivado halogenado con fluoruro de hidrógeno, HF.
También a partir de HF se obtienen clorofluorocarburos (CFCs), hidroclorofluorocarburos (HCFCs) e hidrofluorocarburos (HFCs).
Se emplea flúor en la síntesis del hexafluoruro de uranio, UF6, que se emplea en el enriquecimiento en 235U.
El fluoruro de hidrógeno se emplea en la obtención de criolita sintética, Na3AlF6, la cual se usa en el proceso de obtención de aluminio.
Hay distintas sales de flúor con variadas aplicaciones. El fluoruro de sodio, NaF, se emplea como agente fluorante; el difluoruro de amonio, NH4HF2, se emplea en el tratamiento de superficies, anodizado del aluminio, o en la industria del vidrio; el trifluoruro de boro, BF3, se emplea como catalizador; etc.
Algunos fluoruros se añaden a la pasta de dientes y al agua potable para la prevención de caries.
Se emplea flúor monoatómico en la fabricación de semiconductores.
El hexafluoruro de azufre, SF6, es un gas dieléctrico con aplicaciones electrónicas. Este gas contribuye al efecto invernadero y está recogido en el Protocolo de Kioto.

Historia
El flúor (del latín fluere, que significa "fluir") formando parte del mineral fluorita, CaF2, fue descrito en 1529 por Georgius Agricola por su uso como fundente, empleado para conseguir la fusión de metales o minerales. En 1670 Schwandhard observó que se conseguía grabar el vidrio cuando éste era expuesto a fluorita que había sido tratada con ácido. Karl Scheele y muchos investigadores posteriores, por ejemplo Humphry Davy, Gay-Lussac, Antoine Lavoisier o Louis Thenard, realizaron experimentos con el ácido fluorhídrico (algunos de estos acabaron en tragedia).
No se consiguió aislarlo hasta muchos años después debido a que cuando se separaba de alguno de sus compuestos, inmediatamente reaccionaba con otras sustancias. Finalmente, en 1886, el químico francés Henri Moissan lo consiguió aislar.
La primera producción comercial de flúor fue para la bomba atómica del Proyecto Manhattan, en la obtención de hexafluoruro de uranio, UF6, empleado para la separación de isótopos de uranio. Este proceso se sigue empleando para aplicaciones de energía nuclear
Abundancia y obtención

El flúor es el halógeno más abundante en la corteza terrestre, con una concentración de 950 ppm. En el agua de mar esta se encuentra en una proporción de aproximadamente 1,3 ppm. Los minerales más importantes en los que está presente son la fluorita, CaF2, el fluorapatito, Ca5(PO4)3F y la criolita, Na3AlF6.
El flúor se obtiene mediante electrolisis de una mezcla de HF y KF. Se produce la oxidación de los fluoruros:
2F- - 2e- → F2
En el cátodo se descarga hidrógeno, por lo que es necesario evitar que entren en contacto estos dos gases para que no haya riesgo de explosión
Compuestos
Se emplean numerosos compuestos orgánicos en los que se han sustituido formalmente átomos de hidrógeno por átomos de flúor. Hay distintas formas de obtenerlos, por ejemplo mediante reacciones de sustitución de otros halógenos: CHCl3 + 2HF → CHClF2 + 2HCl
Los CFCs se han empleado en una amplia variedad de aplicaciones, por ejemplo como refrigerantes, propelentes, agentes espumantes, aislantes, etc., pero debido a que contribuyen a la destrucción de la capa de ozono se han ido sustituyendo por otros compuestos químicos, como los HCFs. Los HCFCs también se emplean como sustitutos, pero también destruyen la capa de ozono, aunque en menor medida a largo plazo.
El politetrafluoroetileno (PTFE), es un polímero denominado comúnmente teflón.
El ácido fluorhídrico es una disolución de fluoruro de hidrógeno en agua. Es un ácido débil, pero mucho más peligroso que ácidos fuertes como el clorhídrico.
El hexafluoruro de uranio, UF6, es un gas a temperatura ambiente que se emplea para la separación de isótopos de uranio.
El flúor forma compuestos con otros halógenos presentando el estado de oxidación -1, por ejemplo, IF7, BrF5, BrF3, ClF, etcétera.
La criolita natural, Na3AlF6, es un mineral que contiene flúoruros. Se extraía en Groenlandia, pero ahora está prácticamente agotada, por lo que se obtiene sintéticamente para ser empleada en la obtención de aluminio.

Papel biologico:
El flúor es un oligoelemento en mamíferos en su forma de fluoruro. Se acumula en huesos y dientes dándoles una mayor resistencia. Se añaden fluoruros en pequeñas cantidades en pastas dentales y en aguas de consumo para evitar la aparición de caries.
La ingesta recomendada es de 3mg/día en adultos, en exceso puede acarrear fluorosis y esta es pigmentación amarillenta en la dentadura.
Este participa en la asimilación del calcio, previene la calcifiación de la aorta (arteria), caries dental, forma parte del esmalte dental y ayuda en la formación de huesos.


Isótopos:
El flúor tiene un único isótopo natural, el 19F. Este isótopo tiene un número cuántico de espín nuclear de 1/2 y se puede emplear en espectroscopía de resonancia magnética nuclear. Se suele emplear como compuesto de referencia el triclorofluorometano, CFCl3 o el trifluoroacetico TFA.

Precausiones:

El flúor y el HF deben ser manejados con gran cuidado y se debe evitar totalmente cualquier contacto con la piel o con los ojos.
Tanto el flúor como los iones fluoruro son altamente tóxicos. El flúor presenta un característico olor acre y es detectable en unas concentraciones tan bajas como 0,02 ppm, por debajo de los límites de exposición recomendados en el trabajo.


Referencias:
ATSDR en Español - ToxFAQs™: flúor, fluoruro de hidrógeno y fluoruros
EnvironmentalChemistry.com - Fluorine
Instituto Nacional de Seguridad e Higiene en el Trabajo de España: Ficha internacional de seguridad química del flúor.
It's Elemental - Fluorine
WebElements.com - Fluorine



Cloro

El cloro es un elemento químico de nümero atómico 17 situado en el grupo de los halógenos (grupo 17) de la tabla periódica de los elementos. Su símbolo es Cl. En condiciones normales y en estado puro es un gas amarillo-verdoso formado por moléculas diatómicas, Cl2, unas 2,5 veces más pesado que el aire, de olor desagradable y venenoso. Es un elemento abundante en la naturaleza y se trata de un elemento químico esencial para muchas formas de vida.



Características principales
En la naturaleza no se encuentra en estado puro ya que reacciona con rapidez con muchos elementos y compuestos químicos, sino que se encuentra formando parte de cloruros y cloratos, sobre todo en forma de cloruro de sodio, en las minas de sal y disuelto y en suspensión en el agua de mar. El cloruro de sodio es la comün o sal de mesa.
Se emplea para potabilizar el agua de consumo disolviéndolo en la misma; también tiene otras aplicaciones como oxidante, blanqueante y desinfectante. El cloro gaseoso es muy tóxico (neurotóxico) y se usó como gas de guerra en la Primera y Segunda Guerra Mundial.
Este halógeno forma numerosas sales y se obtiene a partir de cloruros a través de procesos de oxidación, generalmente mediante electrolisis. Se combina fácilmente con la mayor parte de los elementos. Es ligeramente soluble en agua (unos 6,5 g de cloro por litro de agua a 25 ºC), en parte formando ácido hipocloroso, HClO.
En la mayoría de los numerosos compuestos que forma presenta estado de oxidación -1. También puede presentar los estados de oxidación +1, +3, +5 y +7.
Aplicaciones
El cloro se emplea principalmente en la purificación de aguas, como blanqueante en la producción de papel y en la preparación de distintos compuestos clorados.
Un proceso de purificación de aguas ampliamente utilizado es la cloración. Se emplea ácido hipocloroso, HClO, que se produce disolviendo cloro en agua y regulando el pH.
En la producción de papel se emplea cloro en el blanqueo de la pulpa, aunque tiende a ser sustituido por dióxido de cloro, ClO2.
Una gran parte del cloro se emplea en la producción de cloruro de vinilo, compuesto orgánico que se emplea principalmente en la síntesis del poli(cloruro de vinilo), conocido como PVC.
Se usa en la síntesis de numerosos compuestos orgánicos e inorgánicos, por ejemplo tetracloruro de carbono, CCl4, o cloroformo, CHCl3, y distintos halogenuros metálicos. También se emplea como agente oxidante.
Preparación de cloruro de hidrógeno puro; se puede llevar a cabo por síntesis directa: H2 + Cl2 → 2HCl


Historia
El cloro (del griego χλωρος, que significa "amarillo verdoso") fue descubierto en 1774 por el sueco Carl Wilhelm Scheele, aunque creía que se trataba de un compuesto que contenía oxígeno. Lo obtuvo a partir de la siguiente reacción:
 MnO2 + 4HCl → MnCl2 + Cl2 + 2H2O
En 1810 el químico inglés Humphry Davy demuestra que se trata de un elemento químico y le da el nombre de cloro debido a su color.
El cloro se empleó en la Primera Guerra Mundial, siendo el primer caso de uso de armas químicas.

Abundancia y obtención
El cloro se encuentra en la naturaleza combinado con otros elementos, principalmente en forma de cloruro de sodio, NaCl, y también otros minerales como la silvina, KCl, o la carnalita, KMgCl3·6H2O. Es el halógeno más abundante en el agua marina con una concentración de unos 18000 ppm. En la corteza terrestre está presente en menor cantidad, unos 130 ppm.
El cloro se obtiene principalmente (más del 95% de la producción) mediante la electrolisis de cloruro de sodio, NaCl, en disolución acuosa, denominado proceso del cloro-álcali. Se emplean tres métodos: electrolisis con celda de amalgama de mercurio, electrolisis con celda de diafragma y electrolisis con celda de membrana.
Electrolisis con celda de amalgama de mercurio
Fue el primer método empleado para producir cloro a escala industrial.
Se producen pérdidas de mercurio en el proceso generando problemas medioambientales. En las dos ültimas décadas del siglo XX se mejoraron los procesos, aunque se siguen perdiendo unos 1,3 gramos de mercurio por tonelada de cloro producida. Por estos problemas medioambientales este proceso se ha ido sustituyendo por el que utiliza una celda de membrana y actualmente supone menos del 20% de la producción mundial de cloro.
Se emplea un cátodo de mercurio y un ánodo de titanio recubierto de platino u óxido de platino. El cátodo está depositado en el fondo de la celda de electrolisis y el ánodo sobre éste, a poca distancia.
La celda se alimenta con cloruro de sodio y, con la diferencia de potencial adecuada, se produce la electrolisis:
 2Cl- - 2e- → Cl2
 Hg + 2Na+ + 2e- → NaHg
A continuación se procede a la descomposición de la amalgama formada para recuperar el mercurio. La base sobre la que está la amalgama está ligeramente inclinada y de esta forma va saliendo de la celda de electrolisis y se pasa a una torre en donde se añade agua a contracorriente, produciéndose las reacciones:
 H2O + 1e- → 1/2H2 + OH-
 NaHg - 1e- → Na+ + Hg
De esta forma el mercurio se reutiliza.
Con este método se consigue una sosa (NaOH) muy concentrada y un cloro muy puro, sin embargo consume más energía que otros métodos y existe el problema de contaminación por mercurio.


Electrolisis con celda de diafragma
Este método se emplea principalmente en Canadá y Estados Unidos.
Se emplea un cátodo perforado de acero o hierro y un ánodo de titanio recubierto de platino u óxido de platino. Al cátodo se el adhiere un diafragma poroso de fibras de asbesto y mezclado con otras fibras (por ejemplo con politetrafluoroetileno). Este diafragma separa al ánodo del cátodo evitando la recombinación de los gases generados en estos.
Se alimenta el sistema continuamente con salmuera que circula desde el ánodo hasta el cátodo. Las reacciones que se producen son las siguientes:
 2Cl- - 2e- → Cl2 (en el ánodo)
 H2 + 2e- → H2 (en el cátodo)
En la disolución queda una mezcla de NaOH y NaCl. El NaCl se reutiliza y el NaOH tiene interés comercial.
Este método tiene la ventaja de consumir menos energía que el que emplea amalgama de mercurio, pero por contra el NaOH obtenido es de menor pureza por lo que generalmente se concentra. También existe un riesgo asociado al uso de asbestos.
Electrolisis con celda de membrana
Este método es el que se suele implantar en las nuevas plantas de producción de cloro. Supone aproximadamente el 30% de la producción mundial de cloro.
Es similar al método que emplea celda de diafragma: se sustituye el diafragma por una membrana sintética selectiva que deja pasar iones Na+, pero no iones OH- o Cl-.
El NaOH que se obtiene es más puro y más concentrado que el obtenido con el método de celda de diafragma, y al igual que ese método se consume menos energía que en las de amalgama mercurio, aunque la concentración de NaOH sigue siendo inferior y es necesario concentrarlo. Por otra parte, el cloro obtenido por el método de amalgama de mercurio es algo más puro.
Compuestos
Algunos cloruros metálicos se emplean como catalizadores. Por ejemplo, FeCl2, FeCl3, AlCl3.
Ácido hipocloroso, HClO. Se emplea en la depuración de aguas y alguna de sus sales como agente blanqueante.
Ácido cloroso,HClO2. La sal de sodio correspondiente, NaClO2, se emplea para producir dióxido de cloro, ClO2, el cual se usa como desinfectante.
Ácido clórico (HClO3). El clorato de sodio, NaClO3, también se puede emplear para producir dióxido de cloro, empleado en el blanqueo de papel, así como para obtener perclorato.
Ácido perclórico (HClO4). Es un ácido oxidante y se emplea en la industria de explosivos. El perclorato de sodio, NaClO4, se emplea como oxidante y en la industria textil y papelera.
Compuestos de cloro como los clorofluorocarburos (CFCs) contribuyen a la destrucción de la capa de ozono.
Algunos compuestos orgánicos de cloro se emplean como pesticidas. Por ejemplo, el hexaclorobenceno (HCB), el para-diclorodifeniltricloroetano (DDT), el toxafeno, etcétera.
Muchos compuestos organoclorados presentan problemas ambientales debido a su toxicidad, por ejemplo los pesticidas anteriores, los bifenilos policlorados (PCBs), o las dioxinas.
Isótopos
En la naturaleza se encuentran dos isótopos estables de cloro. Uno de masa 35 uma, y el otro de 37 uma, con unas proporciones relativas de 3:1 respectivamente, lo que da un peso atómico para el cloro de 35,5 uma.
El cloro tiene 9 isótopos con masas desde 32 uma hasta 40 uma. Sólo tres de éstos se encuentran en la naturaleza: el 35Cl, estable y con una abundancia del 75,77%, el 37Cl, también estable y con una abundancia del 24,23%, y el isótopo radiactivo 36Cl. La relación de 36Cl con el Cl estable en el ambiente es de aproximadamente 700 x 10-15:1.
El 36Cl se produce en la atmósfera a partir del 36Ar por interacciones con protones de rayos cósmicos. En el subsuelo se genera 36Cl principalmente mediante procesos de captura de neutrones del 35Cl, o por captura de muones del 40Ca. El 36Cl decae a 36S y a 36Ar, con una vida media combinada de 308000 años.
La vida media de este isótopo hidrofílico y no reactivo lo hace ütil para la datación geológica en el rango de 60000 a 1 millón de años. Además, se produjeron grandes cantidades de 36Cl por la irradiación de agua de mar durante las detonaciones atmosféricas de armas nucleares entre 1952 y 1958. El tiempo de residencia del 36Cl en la atmósfera es de aproximadamente 1 semana. Así pues, es un marcador para las aguas superficiales y subterráneas de los años 1950, y también es ütil para la datación de aguas que tengan menos de 50 años. El 36Cl se ha empleado en otras áreas de las ciencias geológicas, incluyendo la datación de hielo y sedimentos.

Precauciones
El cloro provoca irritación en el sistema respiratorio, especialmente en niños y personas mayores. En estado gas irrita las mucosas y en estado líquido quema la piel. Se puede detectar en el aire por su olor a partir de 3,5 ppm, siendo mortal a partir de unos 1000 ppm. Se usó como arma química en la Primera Guerra Mundial.
Una exposición aguda a altas (pero no letales) concentraciones de cloro puede provocar edema pulmonar, o líquido en lo pulmones. Una exposición crónica a bajas de bajo nivel debilita los pulmones aumentando la susceptibilidad a otras enfermedades pulmonares.
En muchos países se fija como límite de exposición en el trabaja para este gas 0,5 ppm (media de 8 horas diarias, 40 horas a la semana).
Se pueden producir humos tóxicos cuando se mezcla hipoclorito de sodio con urea, amoniaco o algün otro producto de limpieza. Estos humos consisten en una mezcla de cloro y cloruro de nitrógeno; por lo tanto, estas combinaciones deberían ser evitadas.
Enlaces externos
WebElements.com - Chlorine
EnvironmentalChemistry.com - Chlorine
Los Alamos National Laboratory - Chlorine




Bromo


El bromo es un elemento químico de nümero atómico 35 situado en el grupo de los halógenos (grupo 17) de la tabla periódica de los elementos. Su símbolo es Br.
El bromo a temperatura ambiente es un líquido rojo, volátil y denso. Su reactividad es intermedia entre el cloro y el yodo. En estado líquido es peligroso para el tejido humano y sus vapores irritan los ojos y la garganta.


Características principales
El bromo es el ünico elemento no metálico que se encuentra en estado líquido a temperatura ambiente. El líquido es rojo, móvil y denso y volátil; se evapora fácilmente a temperaturas y presiones estándar en un vapor rojo (color parecido al que presenta el dióxido de nitrógeno) que presenta un fuerte y desagradable olor. Este halógeno se parece químicamente al cloro, pero es menos reactivo (aunque más que el yodo). El bromo no es muy soluble en agua y se disuelve mejor en disolventes no polares como el disulfuro de carbono, CS2, o el tetracloruro de carbono, CCl4. Reacciona fácilmente con muchos elementos y tiene un fuerte efecto blanqueante.
El bromo es altamente reactivo y es un fuerte agente oxidante en presencia de agua. Reacciona vigorosamente con aminas, alquenos y fenoles, así como con hidrocarburos aromáticos y alifáticos, cetonas y ácidos carboxílicos (estos son bromados por adición o por sustitución). Con muchos de los metales y otros elementos, el bromo anhidro es menos reactivo que el hümedo; sin embargo, el bromo seco reacciona vigorosamente con aluminio, mercurio, titanio y con los metales alcalinos y alcalinotérreos


Aplicaciones
El bromo molecular se emplea en la fabricación de una amplia variedad de compuestos de bromo usados en la industria y en la agricultura. Tradicionalmente, la mayor aplicación del bromo ha sido para la producción de 1,2-dibromoetano, que se empleaba como aditivo en las gasolinas que tenían como antidetonante tetraetilo de plomo.
El bromo se emplea en la fabricación de productos de fumigación, agentes ininflamables, productos para la purificación de aguas, colorantes, bromuros empleados en fotografía (por ejemplo el bromuro de plata, AgBr), desinfectantes, insecticidas, etcétera.
También se obtiene a partir de él el bromuro de hidrógeno:
 Br2 + H2 → 2HBr


Historia
El bromo (del griego bromos, que significa "hedor") fue descubierto en 1826 por Antoine Balard, pero no se produjo en cantidades importantes hasta 1860.
Abundancia y obtención
La mayor parte del bromo se encuentra en el mar en forma de bromuro, Br-. En el mar presenta una concentración de unos 65 µg/g.
El bromo molecular, Br2 se obtiene a partir de las salmueras, mediante la oxidación del bromuro con cloro, una vez obtenido éste:
 2Br- + Cl2 → Br2 + 2Cl-
Es necesario emplear un proceso de destilación para separarlo del Cl2.
Aproximadamente se producen en el mundo 500 millones de kilogramos de bromo por año (2001). Estados Unidos e Israel son los principales productores.


Compuestos
Puede presentar distintos estados de oxidación. Los más comunes son +1, -1, +3 y +5.
El estado de oxidación +1 es poco estable en disolución acuosa y desproporciona a los estados de oxidación -1 y +5. Por ejemplo, el ión hipobromito, BrO-.
El estado de oxidación +3 es poco estable en disolución acuosa y desproporciona a los estados de oxidación +1 y +5. Por ejemplo, el ión bromito, BrO2-, o el ácido bromoso, HBrO2.
El estado de oxidación +5 es termodinámicamente estable frente a la desproporción en disolución acuosa. Por ejemplo, el ión bromato, BrO3-.
El ión bromato, BrO4-, con un estado de oxidación +7, se reduce con relativa facilidad y se prepara por oxidación a partir de estados de oxidación inferiores.
El bromo también forma compuestos con otros halógenos (interhalógenos). Por ejemplo, BrF5, BrF3, IBr, etcétera.
Hay muchos compuestos en los que el bromo presenta estado de oxidación -1, llamándose a éstos bromuros.
Se pueden obtener fácilmente compuestos orgánicos bromados, por ejemplo, mediante bromación radicalaria con bromo molecular y en presencia de luz o empleando N-bromosuccinimida, o bien por reacciones de adición o de sustitución. El compuesto orgánico bromuro de metilo, CH3Br, se emplea como plaguicida, pero afecta a la capa de ozono. Se ha determinado que los átomos de bromo son más eficaces que los de cloro en los mecanismos de destrucción de la capa de ozono, sin embargo los átomos de bromo están en menor cantidad.
El bromuro de hidrógeno, HBr, se obtiene por reacción directa de bromo con hidrógeno molecular o como subproducto de procesos de bromación de compuestos orgánicos. A partir de éste, se pueden obtener distintos bromuros, por ejemplo:
 HBr + NaOH → NaBr + H2O
El bromo en disolución acuosa puede desproporcionar:
 Br2 + OH- → Br- + BrO- + H2O
Pero la reacción no transcurre en medio ácido.
También se puede obtener por oxidación el ión Br2+.
Papel biológico
El bromo se encuentra en niveles de trazas en humanos. Es considerado un elemento químico esencial, aunque no se conocen exactamente las funciones que realiza.
Isótopos
En la naturaleza se encuentran dos isótopos: 79Br y 81Br, los dos con una abundancia de cerca del 50%.


Precauciones
El bromo es altamente tóxico y en pequeñas trazas (10 ppm), tanto por vía dérmica como inhalado, puede causar problemas inmediatos de salud o muerte. Es muy irritante tanto para los ojos como para la garganta; en contacto con la piel produce inflamaciones dolorosas. Su manejo impropio supone un serio riesgo para la salud, requiriendo unas máximas precauciones de seguridad.
Enlaces externos
WebElements.com - Bromine
EnvironmentalChemistry.com - Bromine


Yodo



El yodo o iodo es un elemento químico de nümero atómico 53 situado en el grupo de los halógenos (grupo 17) de la tabla periódica de los elementos. Su símbolo es I.
Es un oligoelemento y se emplea principalmente en medicina, fotografía y como colorante. Químicamente, el yodo es el halógeno menos reactivo y menos electronegativo.



Características principales
El yodo es un sólido negro y lustroso, con ligero brillo metálico, que sublima en condiciones normales dando un gas de color violeta y olor irritante. Al igual que el resto de halógenos forma un gran nümero de compuestos con otros elementos, pero es el menos reactivo del grupo y tiene ciertas características metálicas.
Es poco soluble en agua, mientras que se disuelve fácilmente en cloroformo, CHCl3, en tetracloruro de carbono, CCl4, o en disulfuro de carbono, CS2, dando disoluciónes de color violeta. En disolución, en presencia de almidón da una coloración azul. Su solubilidad en agua aumenta si se añade yoduro debido a la formación del triyoduro, I3-.
Puede presentar variados estados de oxidación: -1, +1, +3, +5, +7.



Aplicaciones
En sitios en donde hay poco aporte de yodo a través de la dieta (normalmente en zonas del interior, en donde no se consumen alimentos marinos) el déficit en yodo puede causar bocio, por tanto llamado bocio endémico. En muchos de estos sitios esto se previene mediante la adición de yoduro de potasio, KI, a la sal comün, NaCl, lo que se denomina sal yodada.
La tintura de yodo es una disolución de yodo y KI en alcohol, en agua o en una mezcla de ambos (por ejemplo, 2 gramos de yodo y 2,4 gramos de KI en 100 mL de etanol) que tiene propiedades como antiséptico. Se emplea como desinfectante de la piel o para limpiar heridas. También se puede emplear para desinfectar el agua.
Los compuestos de yodo son importantes en el campo de la química orgánica y son muy ütiles en medicina; yoduros, así como la la tiroxina, que contiene yodo, se emplean en medicina interna.
El yoduro de potasio, KI, se emplea en fotografía.
Se emplea yodo en las lámparas de filamento de wolframio para alargar su vida ütil.
El triyoduro de nitrógeno, NI3, es un explosivo de impacto, demasiado inestable para comercializarlo, pero que se puede preparar fácilmente de forma casera.



Papel biológico
El yodo es un elemento químico esencial. La glándula tiroides fabrica las hormonas tiroxina y triyodotironina, que contienen yodo. El déficit en yodo produce bocio y mixedema.
En el caso de que se produzca déficit de yodo durante la infancia se puede originar cretinismo, en donde se produce un retraso mental y físico.

Historia
El yodo (del griego iodes, que significa "violeta") fue descubierto en Francia por el químico francés Barnard Courtois en 1811 a partir de algas marinas, aunque no continuó con sus investigaciones por falta de dinero. Posteriormente, el químico inglés Humphry Davy y el químico francés Gay-Lussac estudiaron por separado esta sustancia y terminaron identificándola definitivamente como un nuevo elemento. Ambos dieron el crédito del descubrimiento a Courtois.



Abundancia y obtención
El yodo es el halógeno menos abundante, presentándose en la corteza terrestre con una concentración de 0,14 ppm, mientras que en el agua de mar su abundancia es de 0,052 ppm.
El yodo se obtiene a partir de los yoduros, I-, presentes en el agua de mar y en algas, o en forma de yodatos, IO3- a partir de los nitratos de Chile (separándolos previamente de éstos).
En el caso de partir de yodatos, una parte de éstos se reducen a yoduros, y los yoduros obtenidos se hacen reaccionar con el resto de yodatos, obteniédose yodo:
 IO3- + 5I- + 6H+ → 3I2 + 3H2O
Cuando se parte de yoduros, estos se oxidan con cloro y el yodo obtenido se separa mediante filtración. Se puede purificar reduciéndolo y reoxidándolo con cloro.
 2I- + Cl2 → I2 + 2Cl-
El yodo se puede preparar de forma ultrapura haciendo reaccionar yoduro de potasio, KI, con sulfato de cobre, CuSO4.
Compuestos
El yodo, I2 en una disolución de yoduro, I-, forma poliyoduros como el triyoduro, I3-, o el pentayoduro, I5-. También forma compuestos con otros haluros, por ejemplo el IF8-.
En disolución acuosa puede presentar diferentes estados de oxidación. Los más representativos son el -1, con los yoduros, el +5 formando yodatos, y el +7, peryodatos (oxidante fuerte).
El yoduro de hidrógeno, HI, se puede obtener por síntesis directa con yodo e hidrógeno, o bien con yodo y un reductor.
El yodato, IO3- se puede obtener a partir de yodo con un oxidante fuerte.
Algunos yoduros de metales se pueden obtener por síntesis directa, por ejemplo:
 Fe + I2 → FeI2
 Y a partir de éste se pueden obtener otros por sustitución.



Isótopos
Hay treinta isótopos de yodo, pero sólo el I-127 es estable. El radioisótopo artificial I-131 (un emisor beta) con una vida media de 8 días se ha empleado en el tratamiento de cáncer y otras patologías de la glándula tiroidea.
El yodo-129 (con una vida media de unos 16 millones de años) se puede producir a partir del xenón-129 en la atmósfera terrestre, o también a través del decaimiento del uranio-238. Como el uranio-238 se produce durante cierto nümero de actividades relacionadas con la energía nuclear, su presencia (la relación 129I/I) puede indicar el tipo de actividad desarrollada en un determinado lugar. Por esta razón, el yodo-129 se empleó en los estudios de agua de lluvia en el seguimiento del accidente de Chernóbil. También se ha empleado como trazador en el agua superficial y como indicador de la dispersión de residuos en el medio ambiente. Otras aplicaciones pueden estar impedidas por la producción de yodo-129 en la litosfera a través de un nümero de mecanismos de decaimiento.
En muchos aspectos el yodo-129 es similar al cloro-36. Es un halógeno soluble, relativamente no reactivo, existe principalmente como anión no solvatado, y se produce por reacciones in situ termonucleares y cosmogénicas. En estudios hidrológicos, las concentraciones de yodo-129 se dan generalmente como la relación de yodo-129 frente al yodo total (prácticamente todo yodo-127). Como en el caso de la relación 36Cl/Cl, las relaciones 129I/I en la naturaleza son bastante pequeñas, 10-14 a 10-10 (el pico termonuclear de 129I/I durante las décadas 1960 y 1970 alcanzó unos valores de 10-7). El yodo-129 se diferencia del cloro-36 en que su vida media es mayor (16 frente a 0,3 millones de años), es altamente biofílico y se encuentra en mültiples formas iónicas (generalmente I- y yodatos) que tienen distinto comportamiento químico.



Precauciones
Es necesario tener cuidado cuando se maneja yodo pues el contacto directo con la piel puede causar lesiones. El vapor de yodo es muy irritante para los ojos y las mucosas.
Enlaces externos
WebElements.com - Iodine EnvironmentalChemistry.com - Iodine



Astato

El astato es un elemento químico de la tabla periódica cuyo símbolo es At y su nümero atómico es 85.
Referencia
Los Alamos National Laboratory - Astatine
Enlaces externos
WebElements.com - Astatine
EnvironmentalChemistry.com - Astatine


Gas noble (GRUPO 18 DE LA TABLA PERIODICA)



Un gas noble es un elemento químico situado en el grupo 18 de la tabla periódica de los elementos. Concretamente, los gases nobles son los siguientes:
Helio
Neón
Argón
Kriptón
Xenón
Radón
El nombre de gas noble proviene del hecho de que no tienden a reaccionar con otros elementos. Debido a esto, también son denominados a veces gases inertes, aunque realmente sí que participan en algunas reacciones químicas.



El helio

El helio es un elemento químico de nümero atómico 2 y símbolo He. A pesar de que su configuración electrónica es 1s2, el helio no figura en el grupo 2 de la tabla periódica de los elementos, junto al hidrógeno en el bloque s, sino que se coloca en el grupo 18 del bloque p, ya que al tener el nivel de energía completo, presenta las propiedades de un gas noble, es decir, es inerte (no reacciona) y al igual que éstos, es un gas monoatómico incoloro e inodoro. El helio tiene el menor punto de evaporación de todos los elementos químicos, y sólo puede ser solidifcado bajo presiones muy grandes. Es además, el segundo elemento químico en abundancia en el universo, tras el hidrógeno, encontrándose en la atmósfera trazas debidas a la desintegración de algunos elementos. En algunos depósitos naturales de gas se encuentra en cantidad suficiente para la explotación, empleándose para el llenado de globos y dirigibles, como líquido refrigerante de materiales superconductores criogénicos y como gas envasado en el buceo a gran profundidad.
Características principales
En condiciones normales de presión y temperatura el helio es un gas monoatómico, pudiéndose licuar sólo en condiciones extremas (de alta presión y baja temperatura).
Tiene el punto de solidificación más bajo de todos los elementos químicos, siendo el ünico líquido que no puede solidificarse bajando la temperatura, ya que permanece en estado líquido en el cero absoluto a presión normal. De hecho, su temperatura crítica es de tan sólo 5,19 K. Los sólidos 3He y 4He son los ünicos en los que es posible, incrementando la presión, reducir el volumen más del 30%. El calor específico del gas helio es muy elevada y el helio vapor muy denso, expandiéndose rápidamente cuando se calienta a temperatura ambiente.
El helio sólido sólo existe a presiones del orden de 100 MPa a 15 K (-248,15 ºC). Aproximadamente a esa temperatura, el helio sufre una transformación cristalina, de estructura cübica a estructura hexagonal compacta; en condiciones más extremas, se produce un nuevo cambio, empaquetándose los átomos en una estructura cübica centrada en el cuerpo. Todos estos empaquetamientos tienen energías y densidades similares, debiéndose los cambios a la forma en la que los átomos interactüan.



Aplicaciones
El helio es más ligero que el aire y a diferencia del hidrógeno no es inflamable, siendo además su poder ascensional un 8% menor que la de éste, por lo que se emplea como gas de relleno en globos y zepelines publicitarios, de investigación atmosférica e incluso para realizar reconocimientos militares.
Aün siendo la anterior la principal el helio tiene más aplicaciones:
Las atmósferas helio-oxígeno se emplean en la inmersión a gran profundidad, ya que el helio es inerte, menos soluble en la sangre que el nitrógeno y se difunde 2,5 veces más deprisa que él, todo lo cual reduce el tiempo requerido para la descompresión, aunque ésta debe comenzar a mayor profundidad, y elimina el riesgo de narcosis por nitrógeno (borrachera de las profundidades).
Por su bajo punto de licuefacción y evaporación puede utilizarse como refrigerante en aplicaciones a temperatura extremadamente baja como en imanes supercondutores e investigación criogénica a temperaturas próximas al cero absoluto.
En cromatografía de gases se usa como gas portador inerte.
La atmósfera inerte de helio se emplea en la soldadura por arco y en la fabricación de cistales de silicio y germanio, así como para presurizar combustibles líquidos de cohetes.
En tüneles de viento supersónicos.
Como agente refrigerante en reactores nucleares.
El helio líquido encuentra cada vez mayor uso en las aplicaciones médicas de la imagen por resonancia magnética (RMI).

Historia
El helio fue descubierto de forma independiente por el francés Pierre Janssen y el inglés Norman Lockyer, en 1868 al analizar el espectro de la luz solar durante un eclipse solar ocurrido aquel año, y encontrar una línea de emisión de un elemento desconocido. Eduard Frankland confirmó los resultados de Janssen y propuso el nombre helium para el nuevo elemento, en honor al dios griego del sol (helios) al que se añadió el sufijo -ium ya que se esperaba que el nuevo elemento fuera metálico.
En 1895 Sir William Ramsay aisló el helio descubriendo que no era metálico, a pesar de lo cual el nombre original se conservó. Los químicos suecos Nils Langlet y Per Theodor Cleve consiguieron también, por la misma época, aislar el elemento.
En 1907 Ernest Rutherford y Thomas Royds mostraron que las partículas alfa son nücleos de helio. En 1908 el físico alemán Heike Kamerlingh Onnes produjo helio líquido enfriando el gas hasta 0,9 K, lo que le hizo merecedor del premio Nobel. En 1926 su discípulo Willem Hendrik Keesom logró por vez primera solidificar el helio.



Abundancia y obtención
El helio es el segundo elemento más abundante del universo tras el hidrógeno y constituye alrededor del 20% de la materia de las estrellas, en cuyo proceso de fusión nuclear juega un importante papel. La abundancia de helio no puede ser explicada por la generada en las estrellas, aunque es consistente con el modelo del Big bang, creyéndose que la mayor parte del helio existente se formó en los tres primeros minutos del universo.
En la atmósfera terrestre hay del orden de 5 ppm y se encuentra también como producto de desintegración en diversos minerales radiactivos de uranio y torio. Además está presente en algunas aguas minerales, en gases volcánicos y en ciertos yacimientos de gas natural de los Estados Unidos, de los que proviene la mayoría del helio comercial.
El helio puede sintetizarse bombardeando nücleos de litio o boro con protones a alta velocidad.
Compuestos
Dado que el helio es un gas noble, en la práctica no participa en las reacciones químicas, aunque bajo la influencia de descargas eléctricas o bombardeado con electrones forma compuestos con el wolframio, yodo, flüor y fósforo.



Isótopos
El isótopo más comün del helio es el 4He, cuyo nücleo está constituido por dos protones y dos neutrones. Su excepcional estabilidad nuclear se debe a que tiene un nümero mágico de nucleones, es decir, una cantidad que se distribuye en niveles completos (de modo análogo a como se distribuyen los electrones en los orbitales). Numerosos nücleos pesados se desintegran emitiendo un nücleo de 4He; éste proceso, que se denomina desintegración alfa y por el que al nücleo emitido se le llama partícula alfa, es el origen de la mayoría del helio terrestre.
El helio tiene un segundo isótopo, el 3He, así como otros más pesados que son radiactivos. El helio-3 es prácticamente inexistente en la tierra, dado que la desintegración alfa produce exclusivamente nücleos de helio-4 y tanto éstos como el helio atmosférico escapan al espacio en periodos geológicos relativamente cortos.
Ambos isótopos se produjeron en el Big bang y cantidades significativas se siguen produciendo mediante la fusión del hidrógeno en las estrellas siguiendo la cadena protón-protón.

Formas
El helio líquido (helio-4) se encuentra en dos formas distintas: helio-4 I y helio-4 II, entre los que se produce una brusca transición a 2.1768 K (punto lambda) a la presión de vapor. El He-I, por encima de esa temperatura es un líquido normal, pero el He-II, por debajo de ella, no se parece a ninguna otra sustancia convirtiéndose en un superfluido cuyas inusuales características se deben a efectos cuánticos, uno de los primeros casos en los que se han observado a escala macroscópica.
El helio-II tiene una viscosidad nula por lo que fluye con facilidad a través de finísimos capilares a través de los que el helio-I no puede fluir, y tiene además una conductividad térmica mucho mayor que cualquier otra sustancia. Exhibe un efecto fuente, de modo que si se sumerge parcialmente un tubo con un extremo capilar en helio-II y se calienta el tubo para superar el punto lambda, el helio-I se verterá por el extremo libre del tubo a modo de fuente, produciéndose un flujo constante de helio-II a través del capilar hacia el tubo calentado. Inversamente, cuando se fuerza el paso de helio-II a través de un capilar, el líquido se enfría. Los pulsos de calor se propagan a través del líquido de forma análoga a como lo hace el sonido, un fenómeno al que se denomina, por ello, segundo sonido. Además, el helio-II tiene la capacidad de reptar, de modo que cualquier sólido en contacto con él se cubre con un capa de entre 50 y 100 átomos de espesor a través de la cual el líquido puede fluir a una velocidad que depende de la temperatura, de hecho si se sumerge parcialmente una vasija con el fondo estanco en un lecho de helio-II, éste reptará por las paredes exteriores de la vasija llenándola hasta que los niveles en ambos se igualen, esta propiedad dificulta por razones obvias la construcción de recipientes de helio-II.



Precauciones
Los depósitos de helio gas de 5 a 10 K deben almacenarse como si contuvieran líquido debido al gran incremento de presión que se produce al calentar el gas a temperatura ambiente.



Neon = fluor

El neón es un elemento químico de nümero atómico 10 y símbolo Ne. Es un gas noble Incoloro, prácticamente inerte, presente en trazas en el aire, pero muy abundante en el universo, que proporciona un tono rojizo característico a la luz de las lámparas fluorescentes en las que se emplea.



Características principales
Es el segundo gas noble más ligero, y presenta un poder de refrigeración, por unidad de volumen, 40 veces el del helio líquido y tres veces el del hidrógeno líquido. En la mayoría de las aplicaciones el uso de neón líquido es más económico que el del helio.
Peso atómico: 20,183 uma
Punto de ebullición: 27.1 K (-246 ºC)
Punto de fusión: 48 K (-248,6 ºC)
Densidad: 1,20 g/ml (1,204 g/cm3 a -246 ºC)



Aplicaciones
El tono rojo-anaranjado de la luz emitida por los tubos de neón se usa profusamente para los indicadores publicitarios, también reciben la denominación de tubos de neón otros de color distinto que en realidad contienen gases diferentes. Otros usos del neón que pueden citarse son:
Indicadores de alto voltaje.
Tubos de televisión.
Junto con el helio se emplea para obtener un tipo de láser.
El neón licuado se comercializa como refrigerante criogénico.



Historia
El neón (del griego neos, nuevo) fue descubierto por William Ramsay y Morris Travers en 1898.

Abundancia y obtención
El neón se encuentra usualmente en forma de gas monoatómico. La atmósfera terrestre contiene 15,4 ppm y se obtiene por subenframiento del aire y destilación del líquido criogénico resultante.
Compuestos
Aün cuando el neon es inerte a efectos prácticos se ha obtenido un compuesto con flüor en el laboratorio. No se sabe con certeza si éste o algün otro compuesto de neón distinto existe en la naturaleza, pero algunas evidencias sugieren que puedes ser así. Los iones Ne+, (NeAr)+, (NeH)+ y (HeNe+) han sido observados en investigaciones espectrométricas de masa y ópticos. Además, se sabe que el neón forma un hidrato inestable.



Isótopos
Existen tres isótopos estables, Ne-20 (90.48%), Ne-21 (0.27%) y Ne-22 (9.25%). El Ne-21 y Ne-22 se obtienen principalmente por emisión neutrónica, y desintegración α del Mg-24 y Mg-25 respectivamente, y sus variaciones son bien conocidas, no así las del Ne-20 sobre el cual aün hay discrepancias. Las partículas alfa provienen de la cadenas de desintegración del uranio mientras que los neutrones se producen en su mayoría mediante reacciones secundarias de las partículas α. Como resultado de estas reacciones, en las rocas ricas en uranio, como los granitos, se ha observado que la relación Ne-20/Ne-22 tiende a disminuir mientras la relación Ne-21/Ne-22 aumenta. Los análisis realizados en rocas expuestas a rayos cósmicos han demostrado la generación de Ne-21 a partir de nücleos de Mg, Na, Si y Al, lo que sugiere que es posible, analizando los porcentajes de los tres isótopos, fechar el tiempo de exposición de las rocas superificiales y meteoritos.
De forma similar al xenón, el neón de las muestras de gases volcánicos presenta un enriquecimiento de Ne-20 así como Ne-21 cosmogénico. Igualmente se han encontrado cantidades elevadas de Ne-20 en diamantes lo que induce a pensar en la existencia de reservorios de neón solar en la tierra


Argon

El argón es un elemento químico de nümero atómico 18 y símbolo Ar. Es el tercero de los gases nobles, incoloro e inerte como ellos, constituye en torno al 1% del aire.
Características principales
Tiene una solubilidad en agua 2,5 veces la del nitrógeno y la del oxígeno. Es un gas monoatómico inerte, e incoloro e inodoro tanto en estado líquido como gaseoso. No se conocen compuestos naturales del argón.



Aplicaciones
Se emplea como gas de relleno en lámparas incandescentes ya que no reacciona con el material del filamento incluso a altas temperatura y presión, prolongando de este modo la vida ütil de la bombilla. También como sustito del nitrógeno molecular (N2) cuando éste no se comporta como gas inerte por las condiciones de operación.
En el ámbito industrial y científico se emplea universalmente en la recreación de atmósferas inertes (no reaccionantes) para evitar reacciones químicas indeseadas en multitud de operaciones:
Soldadura de arco eléctrico y oxicorte.
Fabricación de titanio y otros elementos reactivos.
Fabricación de monocristales - piezas cilíndricas formadas por una estructura cristalina continua - de silicio y germanio para componentes semiconductores.
El argón-39 se usa, entre otras aplicaciones, para la datación de nücleos de hielo, y aguas subterráneas (véase el apartado Isótopos).
En el buceo técnico, se emplea el argón para el inflado de trajes secos - los que impiden el contacto de la piel con el agua a diferencia de los hümedos típicos de neopreno - tanto por ser inerte como por su pequeña conductividad térmica lo que proporciona el aislamiento térmico necesario para realizar largas inmersiones a cierta profundidad.



Historia
Henry Cavendish, en 1785, sospechó la presencia en el aire de otro gas, el argón (del griego αργóν, inactivo), pero no fue descubierto hasta 1894 por Lord Rayleigh y Sir William Ramsay.


Abundancia y obtención
El gas se obtiene por medio de la destilación fraccionada del aire licuado, en el que se encuentra en una proporción del 0,94%. La atmósfera marciana contiene un 1,6% de Ar-40 y 5 ppm de Ar-36.



Isótopos
Los principales isótopos de argón presentes en la Tierra son Ar-40 (99,6%), Ar-36 y Ar-38. El isótopo K-40, con una vida media de 1,205×109 años, decae, el 11,2% a Ar-40 estable mediante captura electrónica y desintegración β+ (emisión de un positrón), y el 88,8% restante a Ca-40 mediante desintegración β- (emisión de un electrón). Estos ratios de desintegración permiten determinar la edad de rocas.
En la atmósfera terrestre, el Ar-39 se genera por bombardeo de rayos cósmicos principalmente a partir del Ar-40. En entornos subterráneos no expuestos se produce por captura neutrónica del K-39 y desintegración α del calcio.
El Ar-37, con una vida media de 35 días, es producto del decaimiento del Ca-40, resultado de explosiones nucleares subterráneas.


Kripton

El kriptón o criptón es un elemento químico de la tabla periódica cuyo símbolo es Kr y su nümero atómico es 36.
Referencia
Los Alamos National Laboratory - Krypton
Enlaces externos
WebElements.com - Krypton
EnvironmentalChemistry.com - Krypton

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Xenon
El xenón es un elemento químico de la tabla periódica cuyo símbolo es Xe y su nümero atómico es 54.
Referencia
Los Alamos National Laboratory - Xenon
Enlaces externos
WebElements.com - Xenon
EnvironmentalChemistry.com - Xenon
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Radon

Elemento químico. En la tabla periódica tiene el nümero 86 y símbolo Rn. Su masa media es de 222, lo que implica que por término medio tiene 222-86=136 neutrones. Igualmente, en estado neutro le corresponde tener el mismo nümero de electrones que de protones, esto es, 86.
Es un elemento radiactivo y gaseoso, encuadrado dentro de los llamados gases nobles.
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