sábado, 2 de agosto de 2008

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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