FLUOR

Símbolo F, número atómico 9, miembro de la familia de los halógenos con el número y peso atómicos más bajos. Aunque sólo el isótopo con peso atómico 19 es estable, se han preparado de manera artificial los isótopos radiactivos, con pesos atómicos 17 y 22, el flúor es el elemento más electronegativo, y por un margen importante, el elemento no metálico más energético químicamente.
Propiedades: El flúor elemental es un gas de color amarillo pálido a temperaturas normales. El olor del elemento es algo que está todavía en duda. La reactividad del elemento es tan grande que reacciona con facilidad, a temperatura ambiente, con muchas otras sustancias elementales, entre ellas el azufre, el yodo, el fósforo, el bromo y la mayor parte de los metales. Dado que los productos de reacción con los no metales son líquidos o gases, las reacciones continúan hasta consumirlo por completo, con frecuencia con producción considerable de calor y luz. En las reacciones con los metales forma un fluoruro metálico protector que bloquea una reacción posterior a menos que la temperatura se eleve. El aluminio, el níquel, el magnesio y el cobre forman tales películas de fluoruro protector.
El flúor reacciona con violencia considerable con la mayor parte de los compuestos que contienen hidrógeno, como el agua, el amoniaco y todas las sustancias orgánicas, sean líquidos, sólidos o gases. La reacción del flúor con el agua es compleja y produce principalmente fluoruro de hidrógeno y oxígeno, así como cantidades menores de peróxido de hidrógeno, difluoruro de oxígeno y ozono. El flúor desplaza otros elementos no metálicos de sus compuestos, aun aquellos muy cercanos en cuanto a actividad química. Desplaza el cloro del cloruro de sodio y el oxígeno en la sílica, en vidrio y en algunos materiales cerámicos. En ausencia de fluoruro de hidrógeno, el flúor no ataca en forma significativa al cuarzo o al vidrio, ni aun después de varias horas a temperaturas hasta de 200ºC (390ºF).
El flúor es un elemento muy tóxico y reactivo. Muchos de sus compuestos, en especial los inorgánicos, son también tóxicos y pueden causar quemaduras severas y profundas. Hay que tener cuidado para prevenir que líquidos o vapores entren en contacto con la piel y los ojos.
Frecuencia natural: Se estima que se halla en un 0.065% en la corteza terrestre; es casi tan abundante como el carbono, el nitrógeno o el cloro, mucho más que el cobre o el plomo, aunque mucho menos que el hierro, aluminio o el magnesio. Los compuestos cuyas moléculas contienen átomos de flúor están ampliamente distribuidos en la naturaleza. Muchos minerales contienen cantidades pequeñas del elemento, y se encuentra tanto en rocas ígneas como en rocas sedimentarias.
Aplicaciones: Los compuestos que contienen flúor se utilizan para incrementar la fluidez del vidrio fundido y escorias en la industria vidriera y cerámica. El espato flúor (fluoruro de calcio) se introduce dentro del alto horno para reducir la viscosidad de la escoria en la metalurgia del hierro. La criolita, Na₂AlF₆, se utiliza para formar el electrólito en la metalurgia del aluminio. El óxido de aluminio se disuelve en este electrólito, y el metal se reduce, eléctricamente, de la masa fundida. El uso de halocarburos que contienen flúor como refrigerantes se patentó en 1930, y estos compuestos estables y volátiles encontraron un mercado como propelentes de aerosoles, así como también en refrigeración y en sistemas de aire acondicionado. Sin embargo, el empleo de fluorocarburos como propelentes ha disminuido en forma considerable a causa del posible daño; a la capa de ozono de la atmósfera. Un uso del flúor, muy importante durante la Segunda Guerra Mundial, fue un el enriquecimiento del isótopo fisionable ²³⁵U; el proceso más importante empleaba hexafluoruro de uranio. Este compuesto estable y volátil fue con mucho el material más adecuado para la separación del isótopo por difusión gaseosa.
Mientras que para los consumidores la utilización de compuestos de flúor en la industria pasa casi inadvertida, algunos compuestos se han vuelto familiares a través de usos menores pero importantes, como aditivos en pastas de dientes y superficies fluoropoliméricas antiadherentes sobre sartenes y hojas de afeitar (teflón por ejemplo).
Compuestos: En todos los compuestos de flúor la alta electronegatividad de este compuesto indica que el átomo de flúor tiene un exceso de carga negativa. Es conveniente, sin embargo, dividir los fluoruros binarios inorgánicos en sales (red iónica), fluoruros metálicos no volátiles y fluoruros volátiles, la mayor parte de no metales. Algunos hexafluoruros metálicos y los fluoruros de gases nobles muestran volatilidad que son frecuencia está asociada a un compuesto molecular. La volatilidad se asocia a menudo con números de oxidación altos para el elemento positivo.
Los metales suelen formar fluoruros iónicos no volátiles, donde la transferencia electrónica es sustancial y la red cristalina está determinada por el tamaño iónico y la interacción electrostática predecible. Cuando el número de coordinación y la valencia son la misma, por ejemplo en BF₃, SiF₄ y WF₆, el enlace entre el metal y el flúor no es común; los compuestos resultantes son muy volátiles y los sólidos muestran redes moleculares más que estructuras cristalinas iónicas. Para números de oxidación superiores, las redes iónicas simples son menos comunes y, mientras que el enlace entre el átomo central y el flúor requiere aún transferencia de alguna carga al flúor, las estructuras moleculares son identificables en las fases condensadas.
Además de los fluoruros binarios, se ha aislado un número muy grande de complejos, a menudo con un anión fluoruro que contiene un átomo central de número de oxidación alto. Los fluoruros binarios salinos muestran una gran tendencia a combinarse con otros fluoruros binarios para formar numerosos complejos o sales dobles.
Los compuestos de carbono que contienen flúor pueden dividirse en hidrocarburos fluorados y derivados (compuestos orgánicos del flúor), y los fluorocarburos y sus derivados. El átomo de flúor unido al anillo aromático, como en el fluorobenceno, es poco reactivo. Además reduce la reactividad de toda la molécula. Por ejemplo, aquellos colorantes que contienen flúor unido al anillo aromático son más resistentes a la oxidación y más sensibles a la luz, que los que no lo contienen. La mayor parte de los compuestos alifáticos, como los fluoruros de alquilo, son inestables y pierden fluoruro de hidrógeno con facilidad. Estos compuestos son difíciles de preparar y conservar, y es poco probable que se vuelvan importantes.


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LITIO

El litio encabeza la familia de los metales alcalinos en la tabla periódica. En la naturaleza se encuentra como una mezcla de los isótopos Li6 y Li7. Es el metal sólido más ligero, es blando, de bajo punto de fusión y reactivo. Muchas propiedades físicas y químicas son tan o más parecidas a las de los metales alcalinotérreos que a las de su grupo.
El principal uso industrial del litio es en forma de estearato de litio como espesante para grasas lubricantes. Otras aplicaciones importantes de compuestos de litio son en cerámica, de modo específico en la formulación de esmaltes para porcelana; como aditivo para alargar la vida y el rendimiento en acumuladores alcalinos y en soldadura autógena y soldadura para latón. El litio es un elemento moderadamente abundante y está presente en la corteza terrestre en 65 partes por millón(ppm).
Esto lo coloca por debajo del níquel, cobre y tungsteno y por encima del cerio y estaño, en lo referente a abundancia.
Entre las propiedades físicas más notables del litio están el alto calor específico (capacidad calorifica), el gran intervalo de temperatura de la fase líquida, alta conductividad térmica, baja viscosidad y muy baja densidad. El litio metálico es soluble en aminas alifáticas de cadena corta, como la etilamina. Es insoluble en los hidrocarburos.
El litio experimenta un gran número de reacciones, tanto con reactivos orgánicos como inorgánicos. Reacciona con el oxígeno para formar el monóxido y el peróxido. Es el único metal alcalino que reacciona con el nitrógeno a temperatura ambiente para producir un nitruro, el cual es de color negro. Reacciona fácilmente con el hidrógeno a casi 500ºC (930ºF) para formar hidruro de litio. La reacción del litio metálico con agua es un extrmo vigorosa. El litio reacciona en forma directa con el carbono para producir el carburo. Se combina fácilmente con los halógenos y forma halogenuros con emisión de luz. Aunque no reacciona con hidrocarburos parafínicos, experimenta reacciones de adición con alquenos sustituidos por grupos arilo y dienos. También reacciona con compuestos acetilénicos, formando acetiluros de litio, los cuales son importantes en la síntesis de la vitamina A.
El compuesto principal del litio es el hidróxido de litio. Es un polvo blanco; el material comercial es hidróxido de litio monohidratado. El carbonato tiene aplicación en la industria de cerámica y en la medicina como un antidepresivo. Tanto el bromuro como el cloruro de litio forman salmueras concentradas que tienen la propiedad de absorber humedad en un intervalo amplio de temperaturas; estas salmueras se emplean en los sistemas comerciales de aire acondicionado.


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NITROGENO.

Elemento químico, símbolo N, número atómico 7, peso atómico 14.0067; es un gas en condiciones normales. El nitrógeno molecular es el principal constituyente de la atmósfera ( 78% por volumen de aire seco). Esta concentración es resultado del balance entre la fijación del nitrógeno atmosférico por acción bacteriana, eléctrica (relámpagos) y química (industrial) y su liberación a través de la descomposición de materias orgánicas por bacterias o por combustión. En estado combinado, el nitrógeno se presenta en diversas formas. Es constituyente de todas las proteínas (vegetales y animales), así como también de muchos materiales orgánicos. Su principal fuente mineral es el nitrato de sodio.
Gran parte del interés industrial en el nitrógeno se debe a la importancia de los compuestos nitrogenados en la agricultura y en la industria química; de ahí la importancia de los procesos para convertirlo en otros compuestos. El nitrógeno también se usa para llenar los bulbos de las lámparas incandescentes y cuando se requiere una atmósfera relativamente inerte.
El nitrógeno, consta de dos isótopos, ¹⁴N y ¹⁵N, en abundancia relativa de 99.635 a 0.365. Además se conocen los isótopos radiactivos ¹²N, ¹³N, ¹⁶N y ¹⁷N, producidos por una variedad de reacciones nucleares. A presión y temperatura normales, el nitrógeno molecular es un gas con una densidad de 1.25046 g por litro.
El nitrógeno elemental tiene una reactividad baja hacia la mayor parte de las sustancias comunes, a temperaturas ordinarias. A altas temperaturas, reacciona con cromo, silicio, titanio, aluminio, boro, berilio, magnesio, bario, estroncio, calcio y litio para formar nitruros; con O₂, para formar NO, y en presencia de un catalizador, con hidrógeno a temperaturas y presión bastante altas, para formar amoniaco. El nitrógeno, carbono e hidrógeno se combinan arriba de los 1800ºC (3270ºF) para formar cianuro de hidrógeno.
Cuando el nitrógeno molecular se somete a la acción de un electrodo de descarga condensada o a una descarga de alta frecuencia se activa en forma parcial a un intermediario inestable y regresa al estado basal con emisión de un resplandor amarillo oro.
Los elementos de la familia del nitrógeno exhiben tres estados de oxidación principales, -3, +3 y +5 en sus compuestos, aunque también se presentan otros estados de oxidación. Todos los elementos de la familia del nitrógeno forman hidruros, así como óxidos +3, óxidos +5, haluros +3 (MX₃) y, excepto para el nitrógeno y el bimuto, halogenuros +5 (MX₅). E1 nitrógeno es el elemento más electronegativo de la familia. Así, además de los estados de oxidación típicos de la familia (-3,+3 y +5), el nitrógeno forma compuestos con otros estados de oxidación.
Los compuestos que contienen una molécula de nitrógeno enlazada a un metal se llaman complejos de nitrógeno o complejos dinitrógeno. Los metales que pertenecen al grupo VIII de la familia de los metales de transición son extraordinarios en su capacidad para formar compuestos de coordinación; para cada metal de este grupo se han identificado varios complejos nitrogenados. Los complejos nitrogenados de estos metales se presentan en estados de oxidación bajos, como Co(I) o Ni(O), los otros ligandos presentes en estos complejos, además de N₂, son del tipo que se sabe que estabilizan estados de oxidación bajos: las fofinas parecen ser particularmente útiles a este respecto.


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