Halógeno

Flúor, F, 9

Serie química

17, 2 , p

Densidad

1,696 kg/m³

Apariencia

gas pálido verde-amarillo
125px

Propiedades atómicas

Peso atómico

18,9984032 uma

Radio medio^†

50 pm

Configuración electrónica

42 pm

Radio covalente

71 pm

Radio de Van der Waals

147 pm

He]2s²2p⁵

Estados de oxidación (óxido)

-1 (ácido fuerte)

Estructura cristalina

Cúbica

Propiedades físicas

Estado de la materia

Gas (no magnético)

Punto de fusión

53,53 K

Punto de ebullición

85,03 K

Volumen molar

11,20 ×10^-6 m³/mol

Entalpía de vaporización

3,2698 kJ/mol

Entalpía de fusión

0,2552 kJ/mol

Presión de vapor

Sin datos

Velocidad del sonido

Sin datos

Información diversa

Electronegatividad

3,98 (Pauling)

Calor específico

824 J/(kg·K)

Conductividad eléctrica

Sin datos

Conductividad térmica

0,0279 W/(m·K)

1° potencial de ionización

1681,0 kJ/mol

2° potencial de ionización

3374,2 kJ/mol

3° potencial de ionización

6050,4 kJ/mol

4° potencial de ionización

8407,7 kJ/mol

5° potencial de ionización

11022,7 kJ/mol

6° potencial de ionización

15164,1 kJ/mol

7° potencial de ionización

17868 kJ/mol

8° potencial de ionización

92038,1 kJ/mol

9° potencial de ionización

106434,3 kJ/mol

Isótopos más estables

iso.	AN	Vida media	MD	ED M eV	PD
¹⁹F	100%	F es estable con 10 neutrones

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.

Características principales

El flúor es un gas corrosivo de color amarillo pálido, 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 ión fluoruro, F^-. Otras formas son fluorocomplejos como el [FeF₄]^-, o el H₂F⁺. Los fluoruros son compuestos en los que el ión 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 ves 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 Georigius 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 compercial 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 apliaciones 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 está 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 comunmente 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 biológico

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.

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.

Precauciones

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 externas

- [http://www.webelements.com/webelements/elements/text/F/index.html WebElements.com - Fluorine]
- [http://environmentalchemistry.com/yogi/periodic/F.html EnvironmentalChemistry.com - Fluorine]
- [http://education.jlab.org/itselemental/ele009.html It's Elemental - Fluorine]
- [http://www.mtas.es/insht/ipcsnspn/nspn0046.htm Instituto Nacional de Seguridad e Higiene en el Trabajo de España]: Ficha internacional de seguridad química del flúor. categoría:Minerales y oligoelementos Categoría: Elementos químicos ja:フッ素 ko:플루오르 th:ฟลูออรีน

Cloro

Azufre - Cloro - Argón
F Cl Br I
	250px Tabla completa

General

Cloro, Cl, 17

Serie química

17, 3 , p

Densidad

3,214 kg/m³

Apariencia

amarillo verdoso
125px

Propiedades atómicas

Peso atómico

35,453 uma

Radio medio^†

100 pm

79 pm

Radio covalente

99 pm

Radio de Van der Waals

175 pm

Configuración electrónica

Ne]3s² 3p⁵

Estados de oxidación (Óxido)

±1, +3, +5, +7 (ácido fuerte)

Estructura cristalina

Ortorrómbica

Propiedades físicas

Estado de la materia

gas (no magnético)

Punto de fusión

171,6 K

Punto de ebullición

239,11 K

Entalpía de vaporización

10,2 kJ/mol

Entalpía de fusión

3,203 kJ/mol

Presión de vapor

1300 Pa

Velocidad del sonido

sin datos

Información diversa

Electronegatividad

3,16 (Pauling)

Calor específico

480 J/(kg
- K)

Conductividad eléctrica

Sin datos

Conductividad térmica

0,0089 W/(m
- K)

1° potencial de ionización

1251,2 kJ/mol

2° potencial de ionización

2298 kJ/mol

3° potencial de ionización

3822 kJ/mol

4° potencial de ionización

5158,6 kJ/mol

5° potencial de ionización

6542 kJ/mol

6° potencial de ionización

9362 kJ/mol

7° potencial de ionización

11018 kJ/mol

8° potencial de ionización

33604 kJ/mol

9° potencial de ionización

38600 kJ/mol

10° potencial de ionización

43961 kJ/mol

Isótopos más estables

iso.	AN	Vida media	MD	ED M eV	PD
³⁵Cl	75,77%	Cl es estable con 18 neutrones
³⁶Cl	Sintético	301000 a	β^- ε	0,709 1,142	³⁶Ar ³⁶S
³⁷Cl	24,23%	Cl es estable con 20 neutrones

El cloro es un elemento químico de número atómico 17 situado en el grupo de los halógenos (grupo VII A) 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 común 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 desinfección de aguas, como blanqueante en la producción de papel y en la preparación de distintos compuestos clorados.
- El proceso de desinfección de aguas de consumo humano más 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 gas 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. Es prácticamente imposible encontrarlo sin combinar con otros elementos, debido a su alta reactividad. 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 últimas 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 el inconveniente de que 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 útil 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 útil 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.

Núclido	Abundancia	Masa	Espín	Vida media	Decaimiento
³²Cl	-	31,9857	1	298 ms	ε
³³Cl	-	32,9775	3/2	2,51 s	ε
³⁴Cl	-	33,9738	0	1,53 s	ε
³⁵Cl	75,77	34,9689	3/2	-	-
³⁶Cl	-	35,9683	2	301000 a	β^-
³⁷Cl	24,23	36,9659	3/2	-	-
³⁸Cl	-	37,9680	2	37,2 m	β^-
³⁹Cl	-	38,9680	3/2	55,6 m	β^-
⁴⁰Cl	-	39,9704	2	1,38 m	β^-
⁴¹Cl	-	40,9707	n.m.	34 s	β^-
⁴²Cl	-	41,9732	n.m.	6,8 s	β^-
⁴³Cl	-	42,9742	n.m.	3,3 s	β^-

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 algún otro producto de limpieza. Estos humos consisten en una mezcla de cloro y cloruro de nitrógeno; por lo tanto, estas combinaciones deberían evitarse.

Referencias externas

- [http://www.webelements.com/webelements/elements/text/Cl/index.html WebElements.com - Chlorine]
- [http://environmentalchemistry.com/yogi/periodic/Cl.html EnvironmentalChemistry.com - Chlorine]
- [http://periodic.lanl.gov/elements/17.html Los Alamos National Laboratory - Chlorine]
- [http://www.mtas.es/insht/ipcsnspn/nspn0126.htm Instituto Nacional de Seguridad e Higiene en el Trabajo de España]: Ficha internacional de seguridad química del cloro. Categoría: Elementos químicos ja:塩素 ko:염소 (원소) th:คลอรีน

Yodo

Teluro - Yodo - Xenón
F Cl Br I
	250px Tabla completa

General

Yodo, I, 53

Serie química

17, 5 , p

Densidad

4940 kg/m³

Apariencia

Negro
125px

Propiedades atómicas

Peso atómico

126,90447 uma

Radio medio^†

140 pm

Configuración electrónica

115 pm

Radio covalente

133 pm

Radio de Van der Waals

198 pm

Kr]4d¹⁰5s²5p⁵

Estados de oxidación (óxido)

-1, 1, 3, 5, 7 (ácido fuerte)

Estructura cristalina

Ortorrómbico

Propiedades físicas

Estado de la materia

Sólido (no magnético)

Punto de fusión

386,85 K

Punto de ebullición

457,4 K

Entalpía de vaporización

20,752 kJ/mol

Entalpía de fusión

7,824 kJ/mol

Presión de vapor

_ Pa a _ K

Velocidad del sonido

_ m/s a 293,15 K

Información diversa

Electronegatividad

2,66 (Pauling)

Calor específico

145 J/(kg·K)

Conductividad eléctrica

8,0·10^-8/m

Conductividad térmica

0,449 W/(m·K)

1º potencial de ionización

1008,4 kJ/mol

2º potencial de ionización

1845,9 kJ/mol

3º potencial de ionización

3180 kJ/mol

Isótopos más estables

iso.	AN	vida media	MD	ED M eV	PD
¹²⁷I	100%	I es estable con 74 neutrones
¹²⁹I		1,57·10⁷ años	β^-	0,194	¹²⁹Xe
¹³¹I		8,02070 días	β^-	0,971	¹³¹Xe

Valores en el SI y en condiciones normales
(0 ºC y 1 atm), salvo que se indique lo contrario.
^†Calculado a partir de distintas longitudes
de enlace covalente, metálico o iónico.

El yodo o iodo es un elemento químico de número 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 número 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. el yodo puede usarse para curar heridas y para mejorar el tiroides.

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.

imagen:Estructura_de_la_tiroxina.png
Estructura de la tiroxina

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 número 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 número 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 múltiples 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.

Referencias externas

- [http://www.webelements.com/webelements/elements/text/I/index.html WebElements.com - Iodine]
- [http://environmentalchemistry.com/yogi/periodic/I.html EnvironmentalChemistry.com - Iodine]
- [http://www.mtas.es/insht/ipcsnspn/nspn0167.htm Instituto Nacional de Seguridad e Higiene en el Trabajo de España]: Ficha internacional de seguridad química del yodo. Categoría: Elementos químicos ja:ヨウ素 th:ไอโอดีน

Astato

Polonio - Astato - Radón
I At
	250px Tabla completa

General

Astato, At, 85

Serie química

17, 6 , p

Densidad, dureza Mohs

Sin datos

Apariencia

Metálico

Propiedades atómicas

Peso atómico

[210] uma

Radio medio^†

Sin datos