El asombroso Flúor

Flúor

Henri Moissan

El químico francés Henri Moissan fue galardonado con el Premio Nobel de Química en 1906. Consiguió aislar el flúor y realizó importantes investigaciones a altas temperaturas en química inorgánica.

Flúor (en latín fluo, 'flujo'), de símbolo F, es un elemento gaseoso, químicamente reactivo y venenoso. Se encuentra en el grupo 17 (o VIIA) de la tabla periódica, y es uno de los halógenos. Su número atómico es 9. El elemento fue descubierto en 1771 por el químico sueco Carl Wilhelm Scheele y fue aislado en 1886 por el químico francés Henri Moissan.

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PROPIEDADES Y ESTADO NATURAL

El flúor es un gas amarillo verdoso pálido, ligeramente más pesado que el aire, venenoso, corrosivo y que posee un olor penetrante y desagradable. Su masa atómica es 18,998. Tiene un punto de fusión de -219,61 °C, un punto de ebullición de -188,13 °C y una densidad relativa de 1,51 en estado líquido y a su punto de ebullición. Es el elemento no metálico más activo químicamente. Se combina directamente con la mayoría de los elementos e indirectamente con nitrógeno, cloro y oxígeno. Descompone a la mayoría de los compuestos formando fluoruros, que se encuentran entre los compuestos químicos más estables.

El flúor existe en la naturaleza combinado en forma de fluorita, criolita y apatito. La fluorita, de la que se derivan la mayoría de los compuestos de flúor, está muy extendida en México, el centro de Estados Unidos, Francia e Inglaterra. El flúor también se presenta en forma de fluoruros en el agua del mar, en los ríos y en los manantiales minerales, en los tallos de ciertas hierbas y en los huesos y dientes de los animales. Ocupa el lugar 17 en abundancia entre los elementos de la corteza terrestre.

La preparación de flúor como elemento libre es difícil y se lleva a cabo en raras ocasiones, pues es muy reactivo. Sin embargo, el flúor gaseoso puede prepararse con técnicas electrolíticas, y el flúor líquido pasando el gas por un tubo de metal o caucho rodeado de aire líquido.

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COMPUESTOS DEL FLÚOR

El fluoruro de hidrógeno, HF o H₂F₂, uno de los compuestos más importantes del flúor, se prepara calentando fluoruro de calcio en ácido sulfúrico. Su disolución acuosa (ácido fluorhídrico), que es la que se usa comercialmente, se obtiene pasando vapores de fluoruro de hidrógeno anhidro por un receptor de plomo que contiene agua destilada. El ácido fluorhídrico es extremamente corrosivo y debe almacenarse en contenedores de plomo, acero o plástico. Este ácido disuelve el vidrio, lo que lo hace útil para su grabado; ejemplos de ello son las divisiones de los termómetros y los dibujos grabados en vajillas y cerámicas. Otro compuesto del flúor, el ácido hidrofluorsilícico, reacciona con el sodio y el potasio formando sales llamadas fluorsilicatos o silicofluoruros.

El flúor y muchos fluoruros, tales como el fluoruro de hidrógeno y el fluoruro de sodio, son muy venenosos. El agua potable con excesivas cantidades de fluoruros hace que el esmalte dental se vuelva quebradizo y se astille, produciendo un efecto como de manchas. Sin embargo, se ha demostrado que una proporción adecuada de fluoruros en el agua potable, reduce en gran medida las caries (véase Odontología).

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APLICACIONES

Los compuestos de flúor tienen muchas aplicaciones. Los clorofluorocarbonos, ciertos líquidos o gases inodoros y no venenosos, como el freón, se usan como agente dispersante en los vaporizadores aerosol y como refrigerante. Sin embargo, en 1974, algunos científicos sugirieron que esos productos químicos llegaban a la estratosfera y estaban destruyendo la capa de ozono de la Tierra. Con la confirmación de estos descubrimientos al final de la década de 1980, la fabricación de esos productos químicos empezó a eliminarse por etapas (véase Medio ambiente). Otro producto químico, el teflón, un plástico de flúor muy resistente a la acción química, se usa ampliamente para componentes en la industria automovilística, y también como recubrimiento antiadherente de la superficie interior de las sartenes y otros utensilios de cocina con el fin de reducir la necesidad de grasas al cocinar. Muchos compuestos orgánicos de flúor desarrollados durante la II Guerra Mundial mostraron un amplio potencial comercial. Por ejemplo, los hidrocarburos líquidos fluorados derivados del petróleo son útiles como aceites lubricantes muy estables. El hexafluoruro de uranio, que es el único compuesto volátil del uranio, se usa en el proceso de difusión gaseosa para proporcionar combustible a las plantas de energía.

jueves, 12 de mayo de 2011

El asombroso Oxígeno

Oxígeno

Oxígeno, de símbolo O, es un elemento gaseoso ligeramente magnético, incoloro, inodoro e insípido. El oxígeno es el elemento más abundante en la Tierra. Fue descubierto en 1774 por el químico británico Joseph Priestley e independientemente por el químico sueco Carl Wilhelm Scheele; el químico francés Antoine Laurent de Lavoisier demostró que era un gas elemental realizando sus experimentos clásicos sobre la combustión.

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PROPIEDADES Y ESTADO NATURAL

El oxígeno gaseoso se condensa formando un líquido azul pálido fuertemente magnético. El oxígeno sólido de color azul pálido se obtiene comprimiendo el líquido. La masa atómica del oxígeno es 15,9994; a la presión atmosférica, el elemento tiene un punto de ebullición de -182,96 °C, un punto de fusión de -218.4 °C y una densidad de 1,429 g/l a 0 °C.

El oxígeno constituye el 21% en volumen o el 23,15% en masa de la atmósfera, el 85,8% en masa de los océanos (el agua pura contiene un 88,8% de oxígeno), el 46,7% en masa de la corteza terrestre (como componente de la mayoría de las rocas y minerales). El oxígeno representa un 60% del cuerpo humano. Se encuentra en todos los tejidos vivos. Casi todas las plantas y animales, incluyendo los seres humanos, requieren oxígeno, ya sea en estado libre o combinado, para mantenerse con vida. Véase Respiración.

Se conocen tres formas estructurales del oxígeno: el oxígeno ordinario, que contiene dos átomos por molécula y cuya fórmula es O₂; el ozono, que contiene tres átomos por molécula y cuya fórmula es O₃, y una forma no magnética azul pálida, el O₄, que contiene cuatro átomos por molécula, y se descompone fácilmente en oxígeno ordinario. Se conocen tres isótopos estables del oxígeno: el oxígeno 16 (de masa atómica 16) es el más abundante. Representa un 99,76% del oxígeno ordinario y se utilizó en la determinación de las masas atómicas hasta la década de 1960 (véase Átomo).

El oxígeno se prepara en el laboratorio a partir de ciertas sales como el clorato de potasio, el peróxido de bario y el peróxido de sodio. Los métodos industriales más importantes para la obtención de oxígeno son la electrólisis del agua y la destilación fraccionada de aire líquido. En este último método, se licúa el aire y se deja evaporar. En el aire líquido, el nitrógeno es más volátil y se evapora antes, quedando el oxígeno en estado líquido. A continuación el oxígeno se almacena y se transporta en forma líquida o gaseosa.

El oxígeno está presente en muchos compuestos orgánicos e inorgánicos. Forma compuestos llamados óxidos con casi todos los elementos, incluyendo algunos de los gases nobles. La reacción química en la cual se forma el óxido se llama oxidación. La velocidad de la reacción varía según los elementos. La combustión ordinaria es una forma de oxidación muy rápida. En la combustión espontánea, el calor desarrollado por la reacción de oxidación es suficientemente grande para elevar la temperatura de la sustancia hasta el punto de producir llamas. Por ejemplo, el fósforo combina tan vigorosamente con el oxígeno, que el calor liberado en la reacción hace que el fósforo se funda y arda. Algunas sustancias finamente divididas presentan un área tan grande de superficie al aire, que arden formando llamas por combustión espontánea; a éstas se las llama sustancias pirofóricas. El azufre, el hidrógeno, el sodio y el magnesio combinan con el oxígeno menos energéticamente y sólo arden después de la ignición. Algunos elementos como el cobre y el mercurio reaccionan lentamente para formar los óxidos, incluso cuando se les calienta. Los metales inertes, como el platino, el iridio y el oro únicamente forman óxidos por métodos indirectos. (Para mayor información sobre los óxidos, ver los artículos correspondientes a cada elemento).

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APLICACIONES

Se usan grandes cantidades de oxígeno en los sopletes para soldar a alta temperatura, en los cuales, la mezcla de oxígeno y otro gas produce una llama con una temperatura muy superior a la que se obtiene quemando gases en aire. El oxígeno se le administra a pacientes con problemas respiratorios y también a las personas que vuelan a altitudes elevadas, donde la baja concentración de oxígeno no permite la respiración normal. El aire enriquecido con oxígeno se utiliza para fabricar acero en los hornos de hogar abierto.

El oxígeno de gran pureza se utiliza en las industrias de fabricación de metal. Es muy importante como líquido propulsor en los misiles teledirigidos y en los cohetes.

El asombroso Nitrógeno

Nitrógeno

Descarga eléctrica en nitrógeno

Este tubo de descarga contiene gas nitrógeno a baja presión. Cuando el tubo se conecta a una fuente de alto voltaje, los electrones fluyen desde el cátodo, en un extremo del tubo, hasta el ánodo, en el otro extremo. Parte de los electrones choca con el gas del tubo y excita los átomos de nitrógeno. Estos átomos excitados descargan rápidamente su exceso de energía emitiendo luz, que produce el resplandor purpúreo visible en la parte superior.

Nitrógeno, de símbolo N, es un elemento gaseoso que compone la mayor parte de la atmósfera terrestre. Su número atómico es 7 y pertenece al grupo 15 (o VA) de la tabla periódica.

El nitrógeno fue aislado por el físico británico Daniel Rutherford en 1772 y reconocido en 1776 como gas elemental por el químico francés Antoine Laurent de Lavoisier.

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PROPIEDADES

El nitrógeno es un gas no tóxico, incoloro, inodoro e insípido. Puede condensarse en forma de un líquido incoloro que, a su vez, puede comprimirse como un sólido cristalino e incoloro. El nitrógeno aparece en dos formas isotópicas naturales; artificialmente se han obtenido cuatro isótopos radiactivos. Tiene un punto de fusión de -210,01 °C, un punto de ebullición de -195,79 °C y una densidad de 1,251 g/l a 0 °C y 1 atmósfera de presión. Su masa atómica es 14,007.

Se obtiene de la atmósfera haciendo pasar aire por cobre o hierro calientes; el oxígeno se separa del aire dejando el nitrógeno mezclado con gases inertes. El nitrógeno puro se obtiene por destilación fraccionada del aire líquido. Al tener el nitrógeno líquido un punto de ebullición más bajo que el oxígeno líquido, el nitrógeno se destila antes, lo que permite separarlos.

El nitrógeno constituye cuatro quintos (78,03%) del volumen del aire. Es inerte y actúa como agente diluyente del oxígeno en los procesos de combustión y respiración. Es un elemento importante en la nutrición de las plantas. Ciertas bacterias del suelo fijan el nitrógeno y lo transforman (por ejemplo, en nitratos) para poder ser absorbido por las plantas, en un proceso llamado fijación de nitrógeno. En forma de proteína es un componente importante de las fibras animales. El nitrógeno aparece combinado en los minerales, como el salitre (KNO₃) y el nitrato de Chile (NaNO₃), dos importantes productos comerciales.

Se combina con otros elementos únicamente a altas temperaturas y presiones. Se hace activo sometiéndolo a una descarga eléctrica a baja presión, combinándose con metales alcalinos para formar azidas; con vapor de cinc, mercurio, cadmio y arsénico para formar nitruros, y con numerosos hidrocarburos para formar ácido cianhídrico y cianuros, también llamados nitrilos. El nitrógeno activado se vuelve nitrógeno ordinario apenas en un minuto.

En estado combinado, interviene en muchas reacciones. Son tantos los compuestos que forma, que el químico estadounidense Edward Franklin elaboró un esquema de compuestos que contienen nitrógeno en lugar de oxígeno. En compuestos, el nitrógeno aparece con todas las valencias que van de -3 a +5. El amoníaco, la hidracina y la hidroxilamina son ejemplos de compuestos en los que la valencia del nitrógeno es -3, -2 y -1, respectivamente. Los óxidos del nitrógeno son un ejemplo de compuestos en los que el nitrógeno tiene todas las valencias positivas.

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APLICACIONES

Nitrógeno líquido

El nitrógeno líquido se vierte como agua para enfriar un dispositivo electrónico a 77 K (-196 °C). Se produce por licuación del aire y se emplea como refrigerante criogénico de bajo costo. Puede almacenarse durante periodos prolongados en recipientes especiales denominados termos o frascos Dewar. El nitrógeno líquido tiene muchas aplicaciones, desde la ultracongelación de alimentos a la eliminación de verrugas. Los bancos de semen utilizan nitrógeno líquido para conservar el material genético. Los laboratorios de investigación lo emplean para atrapar materiales volátiles. Frecuentemente, la refrigeración con nitrógeno líquido es el punto de partida para alcanzar temperaturas más bajas usando helio líquido.

La mayor parte del nitrógeno utilizado en la industria química se obtiene por destilación fraccionada del aire líquido, y se usa para sintetizar amoníaco. A partir de este amoníaco se preparan una gran variedad de productos químicos, como fertilizantes, ácido nítrico, urea, hidracina y aminas. También se usa el amoníaco para elaborar óxido nitroso (N₂O), un gas incoloro conocido popularmente como gas de la risa. Este gas, mezclado con oxígeno, se utiliza como anestésico en cirugía.

El nitrógeno líquido tiene una aplicación muy extendida en el campo de la criogenia como agente enfriante. Su uso se ha visto incrementado con la llegada de los materiales cerámicos que se vuelven superconductores en el punto de ebullición del nitrógeno (véase Superconductividad).

El asombroso Deuterio

Deuterio

Harold C. Urey

El químico estadounidense Harold C. Urey obtuvo el Premio Nobel de Química en 1934 por su descubrimiento del deuterio o hidrógeno pesado.

Deuterio, isótopo de hidrógeno, estable y no radiactivo, con una masa atómica de 2,01363, y de símbolo D o ²H. Se conoce también como hidrógeno pesado, al ser su masa atómica aproximadamente el doble de la del hidrógeno normal, aunque ambos tienen las mismas propiedades químicas. El hidrógeno, tal como se da en la naturaleza, contiene un 0,02% de deuterio. Este isótopo tiene un punto de ebullición de -249,49 °C, 3,28 °C más alto que el del hidrógeno. El agua pesada (óxido de deuterio, D₂O) tiene un punto de ebullición de 101,42 °C (en el agua normal es de 100 °C); tiene un punto de congelación de 3,81 °C (en el agua normal es de 0 °C), y a temperatura ambiente su densidad es un 10,79% mayor que la del agua normal.

El químico estadounidense Harold Clayton Urey, junto con sus colaboradores, descubrió el deuterio en 1932; consiguió separar el primer isótopo en estado puro de un elemento. Los métodos más eficaces utilizados para separar el deuterio del hidrógeno natural son la destilación fraccionada del agua y el proceso de intercambio catalítico entre agua e hidrógeno. En este último, al combinar agua e hidrógeno en presencia de un catalizador apropiado, se forma deuterio en el agua en una cantidad tres veces superior que en el hidrógeno. El deuterio también se puede concentrar por electrólisis, centrifugación y destilación fraccionada del hidrógeno líquido.

El núcleo de los átomos de deuterio, llamado deuterón, es muy útil para la investigación en el campo de la física, ya que puede ser acelerado fácilmente por ciclotrones y otros aparatos semejantes, utilizándose como proyectil atómico en la transmutación de elementos. El deuterio también tiene importantes aplicaciones en la investigación biológica y se usa como isótopo trazador en el estudio de los problemas del metabolismo.

Durante la II Guerra Mundial, el agua pesada se empleó como agente moderador en los primeros tipos de reactores nucleares, aunque el grafito ha ido ocupando su lugar gradualmente (véase Energía nuclear). El deuterio, en forma de óxido de deuterio o de deuteruro de litio, es, junto con el tritio, un componente esencial de las armas de fusión nuclear, también llamadas bombas de hidrógeno (véase Armas nucleares).

miércoles, 11 de mayo de 2011

Los asombrosos Elemento químicos

Elemento químico

Elemento químico, sustancia que no puede ser descompuesta o dividida en sustancias más simples por medios químicos ordinarios. Antiguamente, los elementos se consideraban sustancias fundamentales, pero hoy se sabe que consisten en una variedad de partículas elementales: electrones, protones y neutrones.

Se conocen más de 100 elementos químicos en el Universo. Aunque varios de ellos, los llamados elementos transuránicos, no se encuentran en la naturaleza, han sido producidos artificialmente bombardeando núcleos atómicos de otros elementos con núcleos cargados o con partículas nucleares. Dicho bombardeo puede tener lugar en un acelerador de partículas (como el ciclotrón), en un reactor nuclear o en una explosión nuclear.

Los elementos químicos se clasifican en metales y no metales. Los átomos de los metales son electropositivos y combinan fácilmente con los átomos electronegativos de los no metales. Existe un grupo de elementos llamados metaloides, que tiene propiedades intermedias entre los metales y los no metales, y que se considera a veces como una clase separada. Cuando los elementos están ordenados por orden de número atómico (número de cargas positivas existentes en el núcleo de un átomo de un elemento), se repiten a intervalos específicos elementos con propiedades físicas y químicas semejantes (véase Sistema periódico). Esos grupos de elementos con propiedades físicas y químicas similares se llaman familias, por ejemplo: los metales alcalinotérreos, los lantánidos, los halógenos y los gases nobles.

La unidad de masa atómica de los elementos es un doceavo de la masa del átomo de carbono 12 (establecida arbitrariamente en 12). El número atómico, la masa atómica y el símbolo químico de cada uno de los elementos conocidos vienen dados en el sistema periódico o tabla periódica. Ver artículos sobre cada elemento por separado.

Cuando dos átomos tienen el mismo número atómico, pero diferentes números másicos, se llaman isótopos. Algunos elementos tienen varios isótopos naturales, mientras que otros sólo existen en una forma isotópica. Se han producido cientos de isótopos sintéticos. Varios isótopos naturales y algunos sintéticos son inestables.

Los elementos transuránicos pesados producidos en el laboratorio son radiactivos y tienen vidas muy cortas. Algunos físicos especulan sobre la existencia de un número de elementos superpesados estables, elementos con números atómicos de 114 o superiores; los datos obtenidos a raíz de la creación de los últimos elementos químicos del sistema periódico parecen confirmar esta “isla de estabilidad”.

Elementos químicos

Símbolo, número atómico y masa atómica de los elementos químicos.

NÚMERO ATÓMICO	NOMBRE	SÍMBOLO	MASA ATÓMICA
1	Hidrógeno	H	1,0079
2	Helio	He	4,0026
3	Litio	Li	6,941
4	Berilio	Be	9,012
5	Boro	B	10,81
6	Carbono	C	12,011
7	Nitrógeno	N	14,007
8	Oxígeno	O	15,999
9	Flúor	F	18,998
10	Neón	Ne	20,1798
11	Sodio	Na	22,99
12	Magnesio	Mg	24,305
13	Aluminio	Al	26,98
14	Silicio	Si	28,086
15	Fósforo	P	30,97
16	Azufre	S	32,066
17	Cloro	Cl	35,453
18	Argón	Ar	39,948
19	Potasio	K	39,098
20	Calcio	Ca	40,08
21	Escandio	Sc	44,956
22	Titanio	Ti	47,867
23	Vanadio	V	50,94
24	Cromo	Cr	51,996
25	Manganeso	Mn	54,94
26	Hierro	Fe	55,845
27	Cobalto	Co	58,93
28	Níquel	Ni	58,69
29	Cobre	Cu	63,546
30	Cinc	Zn	65,409
31	Galio	Ga	69,72
32	Germanio	Ge	72,64
33	Arsénico	As	74,92
34	Selenio	Se	78,96
35	Bromo	Br	79,904
36	Criptón	Kr	83,8
37	Rubidio	Rb	85,47
38	Estroncio	Sr	87,62
39	Itrio	Y	88,906
40	Circonio	Zr	91,22
41	Niobio	Nb	92,906
42	Molibdeno	Mo	95,94
43	Tecnecio	Tc	(98)
44	Rutenio	Ru	101,07
45	Rodio	Rh	102,905
46	Paladio	Pd	106,42
47	Plata	Ag	107,87
48	Cadmio	Cd	112,41
49	Indio	In	114,82
50	Estaño	Sn	118,711
51	Antimonio	Sb	121,76
52	Teluro	Te	127,6
53	Yodo	I	126,9
54	Xenón	Xe	131,29
55	Cesio	Cs	132,91
56	Bario	Ba	137,33
57	Lantano	La	138,91
58	Cerio	Ce	140,12
59	Praseodimio	Pr	140,91
60	Neodimio	Nd	144,24
61	Promecio	Pm	(145)
62	Samario	Sm	150,36
63	Europio	Eu	151,96
64	Gadolinio	Gd	157,25
65	Terbio	Tb	158,93
66	Disprosio	Dy	162,5
67	Holmio	Ho	164,93
68	Erbio	Er	167,26
69	Tulio	Tm	168,93
70	Iterbio	Yb	173,04
71	Lutecio	Lu	174,97
72	Hafnio	Hf	178,49
73	Tántalo	Ta	180,95
74	Volframio	W	183,84
75	Renio	Re	186,21
76	Osmio	Os	190,2
77	Iridio	Ir	192,2
78	Platino	Pt	195,08
79	Oro	Au	196,97
80	Mercurio	Hg	200,59
81	Talio	Tl	204,38
82	Plomo	Pb	207,2
83	Bismuto	Bi	208,98
84	Polonio	Po	(209)
85	Astato	At	(210)
86	Radón	Rn	(222)
87	Francio	Fr	(223)
88	Radio	Ra	(226)
89	Actinio	Ac	(227)
90	Torio	Th	232,04
91	Protactinio	Pa	231,036
92	Uranio	U	238,03
93	Neptunio	Np	(237)
94	Plutonio	Pu	(244)
95	Americio	Am	(243)
96	Curio	Cm	(247)
97	Berquelio	Bk	(247)
98	Californio	Cf	(251)
99	Einstenio	Es	(252)
100	Fermio	Fm	(257)
101	Mendelevio	Md	(258)
102	Nobelio	No	(259)
103	Laurencio	Lr	(260)
104	Rutherfordio	Rf	(261)
105	Dubnio	Db	(262)
106	Seaborgio	Sg	(266)
107	Bohrio	Bh	(264)
108	Hassio	Hs	(263)
109	Meitnerio	Mt	(268)
110	Darmstadtio	Ds	(271)
111	Roentgenio	Rg	(272)
112	Ununbio	Uub	(277)
114	Ununquadio	Uuq	(289)
116	Ununhexio	Uuh	(292)
*El paréntesis indica la masa del isótopo más estable.