Astato (At)

Nombre, símbolo, número: Astato, At, 85
Serie química: Halógenos
Grupo, periodo, bloque: 17, 6, p
Apariencia: Metálico

Propiedades atómicas

Masa atómica: [210] u
Radio covalente: 127 pm
Configuración electrónica: [Xe]4f14 5d10 6s2 6p5
Estados de oxidación (óxido): ±1,3,5,7 (desconocido)
Estructura cristalina

Propiedades físicas

Estado de la materia: sólido
Punto de fusión: 575 K
Entalpía de fusión: 114 kJ/mol
Información diversa
Electronegatividad: 2,2 (Pauling)
Conductividad térmica: 1,7 W/(m•K)
1er potencial de ionización: 920 kJ/mol (estimada)

Cloro (Cl)

Nombre, símbolo, número: Cloro, Cl, 17
Serie química: Halógenos
Grupo, período, bloque: 17, 3, p
Densidad: 3,214 kg/m3
Apariencia: amarillo verdoso
Propiedades atómicas
Masa atómica: 35,453 u
Radio medio: 100 pm
Radio atómico (calc): 79 pm (Radio de Bohr)
Radio covalente: 99 pm
Radio de van der Waals: 175 pm
Configuración electrónica: [Ne]3s2 3p5
Electrones por nivel de energía: 2, 8, 7 (Imagen)
Estado(s) de oxidación: ±1, +3, +5, +7 (ácido fuerte)
Estructura cristalina: ortorrómbica
Propiedades físicas
Estado ordinario: 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 m/s a 293.15 K (20 °C)

Aplicaciones y usos

Producción de insumos industriales y para consumo
Las principales aplicaciones de cloro son en la producción de un amplio rango de productos industriales y para consumo.1 2 Por ejemplo, es utilizado en la elaboración de plásticos, solventes para lavado en seco y degrasado de metales, producción de agroquímicos y fármacos, insecticidas, colorantes y tintes, etc.
Purificación y desinfección

El cloro es un químico importante para la purificación del agua (como en plantas de tratamiento de agua), en desinfectantes, y en la lejía. El cloro en agua es más de tres veces más efectivo como agente desinfectante contra Escherichia coli que una concentración equivalente de bromo, y más de seis veces más efectiva que una concentración equivalente de yodo.3
El cloro suele ser usado en la forma de ácido hipocloroso para eliminar bacterias y otros microbios en los suministros de agua potable y piscinas públicas. En la mayoría de piscinas privadas, el cloro en sí no se usa, sino hipoclorito de sodio, formado a partir de cloro e hidróxido de sodio, o tabletas sólidas de isocianuratos clorados. Incluso los pequeños suministros de agua son clorados rutinariamente ahora.4 (Ver también cloración)

Suele ser impráctico almacenar y usar el venenoso gas cloro para el tratamiento de agua, así que se usan métodos alternativos para agregar cloro. Estos incluyen soluciones de hipoclorito, que liberan gradualmente cloro al agua, y compuestos como la dicloro-S-triazinatriona de sodio (dihidrato o anhidro), algunas veces referido como “diclor”, y la tricloro-S-triazinatriona, algunas veces referida como “triclor”. Estos compuestos son estables en estado sólido, y pueden ser usados en forma de polvo, granular, o tableta. Cuando se agrega en pequeñas cantidades a agua de piscina o sistemas de agua industrial, los átomos de cloro son hidrolizados del resto de la molécula, formando ácido hipocloroso (HClO), que actúa como un biocida general, matando gérmenes, microorganismos, algas, entre otros de ahí su importancia en el empleo en Endodoncia como agente irrigante de los conductos radiculares abordandose como solución en forma de hipoclorito de sodio en distintas concentraciones sea 0.5% ó 0.2% las más frecuentes empleadas. El cloro también es usado como detergente para bacterias como el bacillus reprindentius o como el martelianus marticus.

Química

El cloro elemental es un oxidante. Interviene en reacciones de sustitución, donde desplaza a los halógenos menores de sus sales. Por ejemplo, el gas de cloro burbujeado a través de una solución de aniones bromuro o yoduro los oxida a bromo y yodo, respectivamente.
Como los otros halógenos, el cloro participa en la reacción de sustitución radicalaria con compuestos orgánicos que contienen hidrógeno. Esta reacción es frecuentemente -pero no invariablmente- no regioselectiva, y puede resultar en una mezcla de productos isoméricos. Frecuentemente, también es difícil el control del grado de sustitución, así que las sustituciones múltiples son comunes. Si los diferentes productos de la reacción se pueden separar fácilmente, por ejemplo, por destilación, la cloración radicalaria sustitutiva (en algunos casos acompañada de una declorinación térmica concurrente) puede ser una ruta sintética útil. Algunos ejemplos industriales de esto son la producción de cloruro de metilo, cloruro de metileno, cloroformo y tetracloruro de carbono a partir de metano, cloruro de alilo a partir de propileno, y tricloroetileno y tetracloroetileno a partir de 1,2-dicloroetano.

Como con los otros haluros, el cloro participa de reacciones de adición electrofílicas, más notablemente, la cloración de alquenos y compuestos aromáticos, con un catalizador ácido de Lewis. Los compuestos orgánicos de cloro tienden a ser menos reactivos en la reacción de sustitución nucleofílica que los correspondientes derivados de bromo o yodo, pero tienden a ser más baratos. Pueden ser activados por sustitución con un grupo tosilato, o por el uso de una cantidad catalítica de yoduro de sodio.

El cloro es usado extensivamente en química orgánica y química inorgánica como un agente oxidante, y en reacciones de sustitución, porque frecuentemente el cloro imparte propiedades deseadas a un compuesto orgánico, debido a su electronegatividad.
Los compuestos de cloro son usados como intermediarios en la producción de un gran número de productos industriales importantes que no contienen cloro. Algunos ejemplos son: policarbonatos, poliuretanos, siliconas, politetrafluoroetileno, carboximetilcelulosa y óxido de propileno.

Bromo (Br)

El bromo (del griego bromos, que significa "hedor") fue descubierto en 1826 por Antoine-Jérôme Balard, pero no se produjo en cantidades importantes hasta 1860.

El bromo es un elemento químico de número atómico 35 situado en el grupo de los halógenos (grupo VII) 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.

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-dibromoetileno, 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.

Una moderna aplicación en USA es la batería Bromo/Cinc que se emplea para grandes cantidades de corriente. Tiene el inconveniente de que usa bromo, muy tóxico.

También se obtiene a partir de él el bromuro de hidrógeno:
Br2 + H2 → 2HBr

Puede presentar distintos estados de oxidación. Los más comunes son -1 (lo más común), +1 (con cloro) (+3 con flúor) y +5 (con oxígeno).
El estado de oxidación +1 es poco estable, pero muy oxidante desde el punto de vista cinético, en disolución acuosa y desproporciona a los estados de oxidación -1 y +5. Por ejemplo, el ion hipobromito, BrO- (sólo estable a bajas temperaturas 0 °C).

El estado de oxidación +3 es poco estable en disolución acuosa y desproporciona a los estados de oxidación +1 y +5. Por ejemplo, el ion bromito, BrO2-, o el ácido bromoso, HBrO2 (muy inestable).

El estado de oxidación +5 es termodinámicamente estable frente a la desproporción en disolución acuosa. Por ejemplo, el ion bromato, BrO3-. El bromato es un oxidante fuerte (como el permanganato) más oxidante que el clorato y cinéticamente más reactivo. Es además un carcinógeno (sospechas muy fuertes).

El ion perbromato, BrO4-, con un estado de oxidación +7, se reduce con relativa facilidad y se prepara con dificultad: empleando flúor elemental o por métodos electrolíticos, es un oxidante muy fuerte 1,8 aunque algo lento desde el punto cinético.

El BrO3F (fluoruro de perbromilo) es un agente nuevo mucho más inestable que el análogo clorado y tan reactivo que destruye hasta el teflón. Es también un ácido de Lewis al contrario de su homólogo clorado fluoruro de perclorilo, formando un complejo BrO3F2(-1) análogo al XeO3F2. Cuando reacciona con ácidos de Lewis el bromo se reduce a +5 desprendiendo oxígeno, el análogo clorado no reacciona con pentafluoruro de antimonio SbF5.

El bromo también forma compuestos con otros halógenos (interhalógenos). Por ejemplo, BrF5, BrF3, IBr, etc.

El BrF5, es un líquido que reacciona explosivamente con casi todas las sustancias muy similar en reactividad al ClF3 capaz de hacer arder a las sustancias utilizadas como extintores, el agua, vidrio, óxidos, haluros y una amplia variedad de sustancias inorgánicas reaccionan, las sustancias orgánicas reaccionan explosivamente. Al principio había problemas de cálculo de sus constantes físicas dada su reactividad.

Si bien el flúor elemental entálpicamente desprende más energía, cinéticamente esta sustancia es aún más reactiva, además su aglomeración molecular (líquido) lo hace más peligroso que el propio flúor elemental (gas forzosamente más diluido).

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

Es mucho más inestable que su análogo clorado y es reductor.
El acido nítrico oxida a los bromuros en presencia de nitritos enérgicamente.
El bromo en disolución acuosa puede desproporcionar:
Br2 + OH- → Br- + BrOH
Pero la reacción no transcurre en medio ácido.
También se puede obtener por oxidación el ion Br2+.

PROPIEDADES QUÍMICAS DEL BROMO

Nombre Bromo
Número atómico 35
Valencia +1,-1, 3, 5,7
Estado de oxidación -1
Electronegatividad 2,8
Radio covalente (Å) 1,14
Radio iónico (Å) 1,95
Radio atómico (Å) -
Configuración electrónica [Ar]3d104s24p5
Primer potencial
de ionización (eV) 11,91
Masa atómica (g/mol) 79,909
Densidad (g/ml) 3,12
Punto de ebullición (ºC) 58
Punto de fusión (ºC) -7,2
Descubridor Anthoine Balard en 1826

El bromo se prepara a partir de bromuros contenidos en el agua de mar o bien a partir de compuestos enriquecidos en Br¯. En ambos casos, el ion bromuro se oxida a bromo empleando cloro:
2Br¯ + Cl2 → 2Cl¯ + Br2

El bromo que se forma se separa en forma gaseosa.
Producción de Br2 a partir del agua del mar
Para la producción del bromo a partir del agua del mar es necesario acidificar las aguas alcalinas, pues el Br2 se desproporciona en medio básico, produciendo bromuros y bromatos.

3Br2 + 6OH¯ → 5Br¯ + BrO3¯ + 3H2O

El agua del mar se acidifica con ácido sulfúrico hasta que el pH es de 3.5. Para ello se necesita aproximadamente 130g de H2SO4 puro por tonelada de agua de mar. El ligero exceso del Cl2 para oxidar el Br¯ a Br2 se alimenta a la vez que el ácido sulfúrico. El Br2 que se forma se expulsa o se arrastra por una corriente de aire. Este Br2 es de baja calidad, pues puede contener Cl2 y cloruro de bromo. Por ello, el bromo arrastrado por el aire se absorbe en una torre, en la que entra en contacto con una disolución de carbonato de sodio, que hace que el Br2 se desproporcione Br¯ y BrO3¯ como se muestra en la anterior reacción. El Br¯ y BrO3¯ se convierten en Br2 elemental mediante acción del ácido sulfúrico y se expulsa de la torre de absorción por una corriente de aire:
5NaBr + NaBrO3 + 3H2SO4 → 3Br2 + 3Na2SO4 + 3H2O
Aplicaciones industriales del Br2

El principal uso industrial del Br2 ha sido la preparación del compuesto 1,2-dibromoetano, que se empleaba como aditivo de las gasolinas. Este compuesto y el 1,2-dicloroetileno actúan eliminando el Pb que proviene del PbEt4. Pero, debido a la legislación medioambiental, el uso de Pb en gasolinas esta disminuyendo, y el bromo empleado en aquel aditivo ha pasado del 70% al 50% actual.

Otro gran porcentaje (20%) de la producción de Br2 se emplea en la preparación de MeBr, que se emplea como agente desinfectante, como pesticida. También los compuestos derivados del bromo (10%) se usan como agentes retardadores de fuego y se suelen añadir a fibras que se emplean para la fabricación de alfombras y plásticos (antes o después de su fabricación). El más empleado es el tris (dibromopropil) fosfato (Br2C3H5O)3PO.
El Br2 también se emplea en la desinfección de aguas y en la síntesis de compuestos inorgánicos como el AgBr, que se emplea en fotografía, el HBr, y bromuros y bromatos de metales alcalinos (10%).

Fluor (F)

El flúor es el 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 el elemento más electronegativo y reactivo y forma compuestos con prácticamente todo el resto de elementos, incluyendo los gases nobles xenón y radón. Su símbolo es F. Incluso en ausencia de luz y a bajas temperaturas, el flúor reacciona explosivamente con el hidrógeno. El flúor diatómico, F2, en condiciones normales es un gas corrosivo de color amarillo casi blanco, fuertemente oxidante. 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.
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 para la prevención de caries.
* En algunos países se añade fluoruro al agua potable para favorecer la salud dental.
* 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 electrólisis 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
El oxigeno combustiona mejor con los HC porque siempre se forma CO2), en cambio con flúor pueden formarse perfluorcadenas que son bastante intertes, El compuesto más oxidante puede ser el O2)F2) o bien el ión XeF+.El fluor se puede obtener químicamente en reacciones de ácidos de Lewis

Cristales de Fluorita (CaF2).

* 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
o 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.
o El politetrafluoroetileno (PTFE), es un polímero denominado comúnmente teflón.

El fluoruro de hidrógeno es extremadamente corrosivo y reacciona violentamente con los alcalinos y al amoníaco anhidro.Destruye el tejido hasta el hueso, más peligroso que el sulfúrico y nítrico.

* 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 o el sulfúrico atraviesa la piel destruye los tejidos y huesos, y es tóxico en cualquier concentración, además provoca hipocalcemia.El HF anhidro es extraordinariamente corrosivo.

Las disoluciones de HF son mortales aún que sean diluidas.

* 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, ClF, etcétera.

dichos compuestos son muy reactivos el ClF3, es aún más reactivo que el flúor así como BrF5,

* 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.

El HF anhidro y el ácido nítrico mezcalados disuelven a la mayoría de los metales de transición, incluido al tántalo
Efectos biológicos [editar]
Aunque el flúor es demasiado reactivo para tener alguna función biológica natural, se incorpora a compuestos con actividad biológica. Compuestos naturales organofluorados son raros, el ejemplo más notable es el fluoroacetato, que funciona como una defensa contra los herbívoros de plantas en al menos 40 plantas en Australia, Brasil y África.[1] El enzima adenosil-fluoruro sintasa cataliza la formación de 5'- desoxi-5'-fluoroadenosina. El flúor no es un nutriente esencial, pero su uso tópico en la prevención de la caries dental es bien reconocida. El efecto es tópico (aplicación sobre la superficie del esmalte), aunque antes de 1981 se consideró principalmente sistémico (por ingestión).[2] Su uso sistémico es actualmente desaconsejado por muchos autores y cuando menos controvertido.
Controversias [editar]
Fluoración y osteoporosis
Extracto traducido de "Fluoridation and Osteoporosis" del Dr. John R. Lee, 1992:[3]
"La reciente [1992] publicación del informe del Journal American Medical Association por Danielson et al. documenta de nuevo la correlación positiva entre fluoruro e incremento del riesgo de fractura de cadera[...]
Dicho simplemente, Danielson encuentra que el riesgo de fractura de cadera fue aproximadamente un 30% superior para mujeres y un 40% superior para hombres expuestos a aguas de bebida fluradas (1ppm) comparados con aquellos de aguas sin fluorar. El efecto fue particularmente fuerte en aquellas mujeres expuestas a aguas fluoradas en el momento de su menopausia, un momento de remodelado activo del hueso. En mujeres más mayores, cuando el remodelado del hueso es menor y la incorporación de fluor al hueso es menor, el efecto fue menos fuerte.[...]
Conclusión
El fluoruro es tóxico para los huesos e incrementa el riesgo de fractura para todos los niveles de exposición incluida la fluoración a 1ppm. Independientemente de otras consideraciones, esta es razón suficiente para interrumpir la fluración inmediatamente". Fluoridation and Osteoporosis 1992, by Dr. John R. Lee, Fluoride,1992, 25:3,162-164 (Letter to the Editor)
Fluoración y cáncer de huesos (osteosarcoma)[4]
"...en un 60% de EEUU se mantiene la fluoración [de las aguas]. En estas áreas ha habido un dramático incremento en osteosarcomas (cánceres de huesos) en hombres jóvenes de entre 9 y 19 años. Un Programa del Instituto Nacional [EEUU] de Vigilancia Epidemiológica del Cáncer y Resultados Finales registró un incremento del 79% de osteosarcomas en hombres jóvenes viviendo en áreas fluoradas de Iowa y Seattle. Sin embargo, en las áreas sin fluorar la incidencia de cánceres de hueso disminuyó un 4%.
En New Jersey, las tasas de osteosarcomas fueron entre tres y siete veces mayores entre hombres de 10 a 19 años que en las regiones sin fluorar. Esta evidencia es respaldada por el Programa Nacional de EEUU de Toxicología, el cual encontró relación estadísticamente significativa y dosis-dependiente de osteosarcomas en ratas macho jóvenes ingiriendo fluoruro".
Flúor en pastas dentales, periodontosis y gingivitis[5]
Una investigación de la compañía farmacéutica Sepracor encuentra que la pasta de dientes fluorada puede causar o contribuir a la pérdida periodontal de hueso. Este hallazgo es serio porque en EEUU la pérdida peiodontal de hueso es la causa nº 1 de pérdida de dientes entre adultos. De acuerdo con los científicos de Sepracor que dirigieron el estudio:
"Hemos encontrado que el flúor, en el rango de concentración empleado en la prevención de la caries, estimula la producción de prostaglandinas y por tanto exacerba la respuesta inflamatoria en las gingivitis y las periodontitis... Por tanto, la incluisión de fluor en pastas dentales y enjuagues bucales con el propósito de inhibir el desarrollo de la caries puede, al mismo tiempo, acelerar el proceso crónico, destructivo de periodontitis"
"La fluoración no es segura en ningún nivel"[6] (1996), Albert Schatz, premio Nobel de Medicina por el descubrimiento de la estreptomicina
El flúor es altamente tóxico en mamíferos. Se añaden fluoruros en pastas dentales y en aguas de consumo para evitar la aparición de caries, erradamente, especialmente en las aguas, por interesadas manipulaciones científicas arrastradas durante décadas:[7] [8] [9] [6]
"No puede mantenerse que la fluoración del agua de consumo comunitario sea segura [para la salud] ni efectiva en la reducción de la caries dental... por tanto, esta práctica debería ser abandonada". Richard Foulkes, 1992.
NO existe "ingesta mínima recomendada" ni "cantidad óptima", dada la alta toxicidad del flúor:
"El flúor es más tóxico que el plomo y sólo ligeramenete menos que el arsénico", Clinical Toxicology of Commercial Products - 1984
"Según lo veo, hay evidencia convincente de que la adición de fluoruro sódico al suministro de agua pública en proporción de una parte por millón es extremadamente perjudicial para el cuerpo humano", Judge Flaherty, The Arthritis Trust, 1994
"La fluoración del agua es el más grande caso de fraude científico promovido por el gobierno, soportado por los contribuyentes, ayudado e instigado por la American Dental Association (ADA) y AMA, en la historia del planeta", David Kennedy, Presidente de la Academia Internacional de Medicida Oral y Toxicología
"El fluoruro sódico está registrado como veneno mata ratas y mata cucarachas. Ha sido un cotaminante protegido por mucho tiempo", William Hirzy, PhD President of the Union of Professional Employees of the EPA
"El fluoruro sódico es un producto químico muy tóxico, actuando como veneno para los encimas, irritante directo e inactivador del calcio... reacciona con el esmalte dental creciente y con los huesos produciéndoles irreversible daño", Granville Knight, MD president of the American Academy of Nutrition
"La fluoración es el más grande fraude jamás perpetrado y que ha sido perpetrado sobre más gente que ninguno otro", Albert Schatz, premio Nobel de Medicina por el descubrimiento de la estreptomicina.
"Más gente ha muerto en los últimos 30 años por cánceres conectados con la fluoración que militares en todas las guerras en la historia de EEUU." Dean Burk, PhD National Cancer Institute
"La fluoración es el más grande caso de fraude científico de este siglo [XX] si no de todos los tiempos", EPA scientist, Dr. Robert Carton (Downey, 2 May 99)
Isótopos
El flúor tiene un único isótopo natural, el 19F. El 18F es un isótopo artificial. 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.
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. El HF anhidro hierve a 19 °C y es capaz de destruir un cadáver, incluyendo sus huesos, sus vapores son muy irritantes y tóxicos, sus descubridores murieron por su acción. Nunca ha de mezclarse con metales alcalinos ni con amoníaco. En presencia de SbF5, se convierte en un superácido (el HF anhidro). La capacidad de protonación es tan grande que oxida a metales como el cobre y protona al metano etc. 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

Yodo (i)

Elemento no metálico, símbolo I, número atómico 53, masa atómica relativa 126.904, el más pesado de los halógenos (halogenuros) que se encuentran en la naturaleza. En condiciones normales, el yodo es un sólido negro, lustroso, y volátil; recibe su nombre por su vapor de color violeta.

La química del yodo, como la de los otros halogenos, se ve dominada por la facilidad con la que el átomo adquiere un electrón para formar el ion yoduro, I-, o un solo enlace covalente –I, y por la formación, con elementos más electronegativos, de compuestos en que el estado de oxidación formal del yodo es +1, +3, +5 o +7. El yodo es más electropositivo que los otros halógenos y sus propiedades se modulan por: la debilidad relativa de los enlaces covalentes entre el yodo y elementos más electropositivos; los tamaños grandes del átomo de yodo y del ion yoduro, lo cual reduce las entalpías de la red cristalina y de disolución de los yoduros , en tanto que incrementa la importancia de las fuerzas de van der Waals en los compuestos del yodo, y la relativa facilidad con que se oxida éste.

El yodo se encuentra con profusión, aunque rara vez en alta concentración y nunca en forma elemental. A pesar de la baja concentración del yodo en el agua marina, cierta especie de alga puede extraer y acumular el elemento. En la forma de yodato de calcio, el yodo se encuentra en los mantos de caliche de Chile. Se encuentra también como ion yoduro en algunas salmueras de pozos de petróleo en California, Michigan y Japón.

El único isótopo estable del yodo es el 127I (53 protones, 74 neutrones). De los 22 isótopos artificiales (masas entre 117 y 139), el más importante es el 131I, con una vida media de 8 días; se utiliza mucho en el trabajo con trazadores radiactivos y ciertos procedimientos de radioterapia.

El yodo existe como moléculas diatómicas, I2 en las fases sólida, líquida y de vapor, aunque a temperaturas elevadas (>200ºC, o sea, 390ºF) la disociación para formar átomos es apreciable. Las cortas distancias intermoleculares I ... I en el sólido cristalino indican la presencia de fuertes fuerzas intermoleculares de van der Waals. El yodo es moderadamente soluble en líquidos no polares y el color violeta de las soluciones sugiere que se encuentran presentes las moléculas I2, como en su fase vapor.

Aun cuando, por lo común, es menos vigoroso en sus reacciones que los otros halógenos (halogenuros), el yodo se combina directamente con la mayor parte de los elementos; excepciones importantes son los gases nobles, el carbono, el nitrógeno y algunos metales nobles. Los derivados inorgánicos del yodo pueden agruparse en tres clases de compuestos: aquéllos con más elementos electropositivos, es decir, los yoduros; los formados con otros halógenos, y los formados con el oxígeno. Los compuestos organoyódicos caen en dos categorías: los yoduros y los derivados en que el yodo se encuentra en un estado de oxidación formal positiva, en virtud del enlace con otro elemento más electronegativo.

El yodo parece ser un elemento que, en cantidades muy pequeñas, es esencial para la vida animal y vegetal. El yoduro y el yodato que se encuentran en las aguas marinas entran en el ciclo metabólico de la mayor parte de la flora y la fauna marinas, mientras que en los mamíferos superiores el yodo se concentra en la glándula tiroides, allí se convierte en aminoácidos yodados (principalmente tiroxina y yodotirosinas). Éstos se encuentran almacenados en la tiroides como tiroglobulina y, aparentemente, la tiroxina es secretada por la glándula. La deficiencia de yodo en los mamíferos lleva al bocio, una condición en que la glándula tiroides crece más de lo normal.

Las propiedades bactericidas del yodo apoyan sus usos principales para el tratamiento de heridas o la esterilización del agua potable. Asimismo los compuestos de yodo se utilizan para tratar ciertas condiciones de la tiroides y del corazón, como suplemento dietético (en la forma de sales yodatadas) y en los medios de contraste para los rayos X.

Los usos industriales principales se encuentran en la fotografía, en donde el yoduro de plata es uno de los constituyentes de las emulsiones para películas fotográficas rápidas, y en la industria de los tintes, en donde los tintes a base de yodo se producen para el procesamiento de alimentos y para la fotografía en colores.

Efectos del Yodo sobre la salud

El yodo se añade a casi cualquier sal. Es un ingrediente del pan, los peces marinos y las plantas oceánicas. El yodo está presente de forma natural en los océanos y algunos peces marinos y plantas acuáticas lo almacenan en sus tejidos.

Muchas medicinas y limpiadores para heridas de la piel contienen yodo. También es un ingrediente de las tabletas purificadoras de agua que se usan para preparar agua potable.

El yodo es un material de construcción de las hormonas tiroideas que son esenciales para el crecimiento, el sistema nervioso y el metabolismo. Las personas que comen muy poco o nada de pan pueden experimentar carencia de yodo. Entonces la función de la glándula tiroides disminuirá y la glándula tiroides empezará a hincharse. Este fenómeno se llama estruma. Ahora esta afección es rara, ya que la sal de mesa lleva una pequeña dosis de yodo. Grandes cantidades de yodo pueden ser peligrosas porque la glándula tiroides trabajaría demasiado. Esto afecta al cuerpo entero; provoca taquicardias y pérdida de peso. El yodo elemental, I2, es tóxico, y su vapor irrita los ojos y los pulmones. La concentración máxima permitida en aire cuando se trabaja con yodo es de solamente 1 mg/m3. Todos los yoduros son tóxicos tomados en exceso.

El yodo 131 es uno de los radionucleidos involucrados en las pruebas nucleares atmosféricas, que comenzaron en 1945, con una prueba americana, y terminaron en 1980 con una prueba china. Se encuentra entre los radionucleidos de larga vida que han producido y continuarán produciendo aumento del riesgo de cáncer durante décadas y los siglos venideros. El iodo 131 aumenta el riesgo de cáncer y posiblemente otras enfermedades del tiroides y aquellas causadas por deficiencias hormonales tiroideas.

Efectos ambientales del Yodo

El yodo puede encontrarse en el aire, el agua y el suelo de forma natural. Las fuentes más importantes de yodo natural son los océanos. El yodo en el aire se puede combinar con partículas de agua y precipitar en el agua o los suelos. El yodo en los suelos se combina con materia orgánica y permanece en el mismo sitio por mucho tiempo. Las plantas que crecen en estos suelos pueden absorber yodo. EL ganado y otros animales absorberán yodo cuando coman esas plantas.


El yodo en las aguas superficiales se evaporará y volverá a entrar en el aire. Los humanos también añadimos yodo al aire, al quemar carbón o fuel para producir energía. Pero la cantidad de yodo que entra en el aire debido a la actividad humana es bastante pequeña comparada a la cantidad que se evapora de los océanos.


El yodo puede ser radioactivo. Los isótopos radioactivos se forman de manera natural durante reacciones químicas en la atmósfera. La mayoría de los isótopos radioactivos del yodo tienen unas vidas medias muy cortas y se transformarán rápidamente en compuestos estables de yodo. Sin embargo, hay una forma radioactiva del yodo que tiene una vida media de millones de años y que es seriamente perjudicial para el medio ambiente. Este isótopo entra en el aire desde las plantas de energía nuclear, donde se forma durante el procesamiento del uranio y el plutonio. Los accidentes en las plantas nucleares han provocado la emisión de grandes cantidades de yodo radioactivo al aire.

Nombre

Yodo

Número atómico 53

Valencia +1,-1,3,5,7

Estado de oxidación -1

Electronegatividad 2,5

Radio covalente (Å) 1,33

Radio iónico (Å) 2,16

Radio atómico (Å) -

Configuración electrónica [Kr]4d105s25p5

Primer potencial de ionización (eV) 10,51

Masa atómica (g/mol) 126,904

Densidad (g/ml) 4,94

Punto de ebullición (ºC) 183

Punto de fusión (ºC) 113,7

Descubridor Bernard Courtois en 1811