yodo

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

Yodo 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.

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potasio

Nombre Potasio Número atómico 19 Valencia 1 Estado de oxidación +1 Electronegatividad 0,8 Radio covalente (Å) 1,96 Radio iónico (Å) 1,33 Radio atómico (Å) 2,35 Configuración electrónica [Ar]4s1 Primer potencial de ionización (eV) 4,37 Masa atómica (g/mol) 39,098 Densidad (g/ml) 0,97 Punto de ebullición (ºC) 760 Punto de fusión (ºC) 97,8 Descubridor Sir Davy en 1808

Potasio Elemento químico, símbolo K, número atómico 19 y peso atómico 39.098. Ocupa un lugar intermedio dentro de la familia de los metales alcalinos después del sodio y antes del rubidio. Este metal reactivo es ligero y blando. Se parece mucho al sodio en su comportamiento en forma metálica. El cloruro de potasio se utiliza principalmente en mezclas fertilizantes. Sirve también como material de partida para la manufactura de otros compuestos de potasio (potacio). El hidróxido de potasio se emplea en la manufactura de jabones líquidos y el carbonato de potasio para jabones blandos. El carbonato de potasio es también un material de partida importante en la industria del vidrio. El nitrato de potasio se utiliza en fósforos, fuegos pirotécnicos y en artículos afines que requieren un agente oxidante. El potasio es un elemento muy abundante y es el séptimo entre todos los elementos de la corteza terrestre; el 2.59% de ella corresponde a potasio en forma combinada. El agua de mar contiene 380 ppm, lo cual significa que el potasio es el sexto más abundante en solución. Es más reactivo aún que el sodio y reacciona vigorosamente con el oxígeno del aire para formar el monóxido, K2O, y el peróxido, K2O2. En presencia de un exceso de oxígeno, produce fácilmente el superóxido, KO2. El potasio no reacciona con el nitrógeno para formar nitruro, ni siquiera a temperaturas elevadas. Con hidrógeno reacciona lentamente a 200ºC (390ºF) y con rapidez a 350-400ºC (660-752ºF). Produce el hidruro menos estable de todos los metales alcalinos. La reacción entre el potasio y agua o hielo es violenta, aun a temperaturas tan bajas como –100ºC (-148ºF). El hidrógeno que se desprende se inflama normalmente a la temperatura ambiente. La reacción con ácidos acuosos es aún más violenta y casi explosiva. Efectos del Potasio sobre la salud El potasio puede ser encontrado en vegetales, frutas, patatas, carne, pan, leche y frutos secos. Juega un importante papel en los sistemas de fluidos físicos de los humanos y asiste en las funciones de los nervios. Cuando nuestros riñones no funcionan bien se puede dar la acumulación de potasio. Esto puede llevar a cabo una perturbación en el ritmo cardiáco. Efectos ambientales del Potasio Junto con el nitrógeno y el fósforo, el potasio es uno de los macronutrients esenciales para la supervivencia de las plantas. Su presencia es de gran importancia para la salud del suelo, el crecimiento de las plantas y la nutrición animal. Su función primaria en las plantas es su papel en el mantenimiento de la presión osmótica y el tamaño de la célula, influyendo de esta forma en la fotosíntesis y en la producción de energía, así como en la apertura de los estomas y el aporte de dióxido de carbono, la turgencia de la planta y la translocación de los nutrientes. Como tal, el elemento es requerido en proporciones relativamente elevadas por las plantas en desarrollo. Las consecuencias de niveles bajos de potasio se muestran por variedad de síntomas: restricción del crecimiento, reducción del florecimiento, cosechas enos abundantes y menor calidad de producción. Elevados niveles de potasio soluble en el agua pueden causar daños a las semillas en germinación, inhiben la toma de otros minerals y reducen la calidad del cultivo.

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azufre

AZUFRE

Nombre Azufre Número atómico 16 Valencia +2,2,4,6 Estado de oxidación -2 Electronegatividad 2,5 Radio covalente (Å) 1,02 Radio iónico (Å) 1,84 Radio atómico (Å) 1,27 Configuración electrónica [Ne]3s23p4 Primer potencial de ionización (eV) 10,36 Masa atómica (g/mol) 32,064 Densidad (g/ml) 2,07 Punto de ebullición (ºC) 444,6 Punto de fusión (ºC) 119,0 Descubridor Los antiguos

Azufre Elemento químico, S, de número atómico 16. Los isótopos estables conocidos y sus porcentajes aproximados de abundancia en el azufre natural son éstos: 32S (95.1%); 33S (0.74%); 34S (4.2%) y 36S (0.016%). La proporción del azufre en la corteza terrestre es de 0.03-0.1%. Con frecuencia se encuentra como elemento libre cerca de las regiones volvánicas (depósitos impuros). Propiedades: Los alótropos del azufre (diferentes formas cristalinas) han sido estudiados ampliamente, pero hasta ahora las diversas modificaciones en las cuales existen para cada estado (gas, líquido y sólido) del azufre elemental no se han dilucidado por completo. El azufre rómbico, llamado también azufre y azufre alfa, es la modificación estable del elemento por debajo de los 95.5ºC (204ºF, el punto de transición), y la mayor parte de las otras formas se revierten a esta modificación si se las deja permanecer por debajo de esta temperatura. El azufre rómbico es de color amarillo limón, insoluble en agua, ligeramente soluble en alcohol etílico, éter dietílico y benceno, y es muy soluble en disulfuro de carbono. Su densidad es 2.07 g/cm3 (1.19 oz/in3) y su dureza es de 2.5 en la escala de Mohs. Su fórmula molecular es S8. El azufre monoclínico, llamado también azufre prismático y azufre beta, es la modificación estable del elemento por encima de la temperatura de transición y por debajo del punto de fusión. El azufre fundido se cristaliza en prismas en forma de agujas que son casi incoloras. Tiene una densidad de 1.96 g/cm3 (1.13 oz/in3) y un punto de fusión de 119.0ºC (246.7ºF). Su fórmula molecular también es S8. El azufre plástico, denominado también azufre gamma, se produce cuando el azufre fundido en el punto de ebullición normal o cerca de él es enfriado al estado sólido. Esta froma es amorfa y es sólo parcialmente soluble en disulfuro de carbono. El azufre líquido posee la propiedad notable de aumentar su viscosidad si sube la temperatura. Su color cambia a negro rojizo oscuro cuando su viscosidad aumenta, y el oscurecimiento del color y la viscosidad logran su máximo a 200ºC (392ºF). Por encima de esta temperatura, el color se aclara y la viscosidad disminuye. En le punto normal de ebullición del elemento (444.60ºC u 832.28ºF) el azufre gaseoso presenta un color amarillo naranja. Cuando la temperatura aumenta, el color se torna rojo profundo y después se aclara, aproximadamente a 650º (202ºF), y adquiere un color amarillo paja. El azufre es un elemento activo que se combina directamente con la mayor parte de los elementos conocidos. Puede existir tanto en estados de oxidación positivos como negativos, y puede forma compuestos iónicos así como covalentes y covalentes coordinados. Sus empleos se limitan principalmente a la producción de compuestos de azufre. Sin embargo, grandes cantidades de azufre elemental se utilizan en la vulcanización del caucho, en atomizadores con azufre para combatir parásitos de las plantas, en la manufactura de fertilizantes artificiales y en ciertos tipos de cementos y aislantes eléctricos, en algunos ungüentos y medicinas y en la manufactura de pólvora y fósforos. Los compuestos de azufre se emplean en la manufactura de productos químicos, textiles, jabones, fertilizantes, pieles, plásticos, refrigerantes, agentes blanqueadores, drogas, tintes, pinturas, papel y otros productos. Compuestos principales: El sulfuro de hidrógeno (H2S) es el compuesto más importante que contiene sólo hidrógeno y azufre. Es un gas incoloro que tiene un olor fétido (semejante al de los huevos podridos) y es muchísimo más venenoso que el monóxido de carbono, pero se advierte su presencia (por su olor) antes de que alcance concentraciones peligrosas. Los sulfuros metálicos pueden clasificarse en tres categorías: sulfuros ácidos (hidrosulfuros, MHS, donde M es igual a un ion metálico univalente), sulfuros normales (M2S) y polisulfuros (M2S3). Otros sulfuros son los compuestos de carbono-azufre y los compuesto que contienen enlaces carbono-azufre. Algunos compuestos importantes son: disulfuro de carbono, CS2, líquido que es un disolvente excelente del azufre y del fósforo elemental; monosulfuro de carbono, CS, gas inestable formado por el paso de una descarga eléctrica a través del disulfuro de carbono; y oxisulfuro de carbono, SCO, constituido por monóxido de carbono y azufre libre a una temperatura elevada. Los compuestos de nitrógeno-azufre que han sido caracterizados son el nitruro de azufre, N4S4 (llamado también tetrasulfuro de tetranitrógeno), disulfuro de nitrógeno, NS2, y el pentasulfuro de nitrógeno, N2S5, que pueden ser denominados más propiamente nitruros debido a la gran electronegatividad del nitrógeno, aunque en la literatura se les llama casi siempre sulfuros. Los compuestos de fósforo-azufre que se han caracterizado son P4S3, P4S5, P4S7 y P4S10. Los cuatro son materiales cristalinos, amarillos y se utilizan en la conversión de compuestos orgánicos oxidados (por ejemplo, alcoholes) en los correspondientes análogos de azufre. Los óxidos de azufre que han sido caracterizados tienen las fórmulas SO, S2O3, SO2, SO3, S2O7 y SO4. El dióxido de azufre, SO2, y el trióxido de azufre, SO3, son de mayor importancia que los otros. El dióxido de azufre puede actuar como agente oxidante y como agente reductor. Reacciona con el agua para producir una solución ácida (llamada ácido sulfuroso), iones bisulfito (HSO3-) y sulfito (SO32-). El dióxido de emplea como gas refrigerante como desinfectante y conservador, así como agente blanqueador, y en el refinado de productos de petróleo. Sin embargo, su uso principal está en la manufactura de trióxido de azufre y ácido sulfúrico. El trióxido de azufre se utiliza principalmente en la preparación del ácido sulfúrico y ácidos sulfónicos. Aunque se conocen sales (o ésteres) de todos los oxiácidos, en muchos casos el ácido mismo no ha sido aislado a causa de su inestabilidad. El ácido sulfuroso no se conoce como sustancia pura. El ácido sulfúrico (H2SO4) es un líquido viscoso, incoloro, con un punto de fusión de 10.31ºC (50.56ºF). Es un ácido fuerte en agua y reacciona con la mayor parte de los metales tanto diluido como concentrado. El ácido concentrado es un poderoso agente oxidante, especialmente a temperaturas elevadas. El ácido pirosulfúrico (H2S2O7) es un excelente agente sulfonante y pierde trióxido de azufre cuando se calienta. También reacciona vigorosamente con agua, liberando gran cantidad de calor. Se conocen los ácidos persulfúricos (el ácido peroximonosulfúrico, H2SO5, llamado ácido de Caro, y el ácido peroxidisulfúrico, H2S2O8, llamado ácido de Marshall), así como las sales. Se conocen los ésteres y halógenos de ácidos sulfénicos. Los ácidos sulfínicos se forman por la reducción de los cloruros de ácido sulfónico con zinc o por la reacción con reactivos de Grignard sobre dióxido de azufre en solución etérea. Los ácidos sulfónicos (alquil) se preparan al oxidar mercaptanos (RSH) o sulfuros alquílicos con ácido nítrico concentrado, por el tratamiento de sulfitos con haluros de alquilo o por la oxidación de ácidos sulfínicos. Otros compuestos orgánicos importantes que contienen oxígeno-azufre incluyen los sulfóxidos, R2SO (que pueden ser considerados como derivados del ácido sulfuroso), y las sulfonas, R2SO2 (del ácido sulfúrico). Derivados halogenados importantes del ácido sulfúrico son los halogenuros orgánicos de sulfonilo y los ácidos halosulfónicos. Los compuestos de halógenos-azufre que han sido bien caracterizados son S2F2 (monosulfuro de azufre), SF2, SF4, SF6, S2F10, S2Cl2 (monoclururo de azufre), SCl2. SCl4 y S2Br2 (monobromuro de azufre). Los cloruros de azufre se utilizan en la manufactura comercial del hule y los monocloruros, que son líquidos a la temperatura ambiente, se emplean también como disolventes para compuestos orgánicos, azufre, yodo y ciertos compuestos metálicos. Efectos del Azufre sobre la salud El azufre se puede encontrar frecuentemente en la naturaleza en forma de sulfuros. Durante diversos procesos se añaden al medio ambiente enlaces de azufre dañinos para los animales y los hombres. Estos enlaces de azufre dañinos también se forman en la naturaleza durante diversas reacciones, sobre todo cuando se han añadido sustancias que no están presentes de forma natural. Los compuestos del azufre presentan un olor desagradable y a menudo son altamente tóxicos. En general las sustancias sulfurosas pueden tener los siguientes efectos en la salud humana: Efectos neurológicos y cambios comportamentales Alteración de la circulación sanguínea Daños cardiacos Efectos en los ojos y en la vista Fallos reproductores Daños al sistema inmunitario Desórdenes estomacales y gastrointestinales Daños en las funciones del hígado y los riñones Defectos en la audición Alteraciones del metabolismo hormonal Efectos dermatológicos Asfixia y embolia pulmonar Efectos ambientales del Azufre El azufre puede encontrarse en el aire en varias formas diferentes. Puede provocar irritaciones en los ojos y garganta de los animales, cuando la toma tiene lugar a través de la inhalación del azufre en su fase gaseosa. El azufre se aplica extensivamente en las industrias y es emitido al aire, debido a las limitadas posibilidades de destrucción de los enlaces de azufre que se aplican. Los efectos dañinos del azufre en los animales son principalmente daños cerebrales, a través de un malfuncionamiento del hipotálamo, y perjudicar el sistema nervioso. Pruebas de laboratorio con animales de prueba han indicado que el azufre puede causar graves daños vasculares en las venas del cerebro, corazón y riñones. Estos tests también han indicado que ciertas formas del azufre pueden causar daños fetales y efectos congénitos. Las madres pueden incluso transmitirles envenenamiento por azufre a sus hijos a través de la leche materna. Por último, el azufre puede dañar los sistemas enzimáticos internos de los animales.

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bromo como se clasifica y sus propiedades

BROMO
Bromo (Br) Sus vapores contaminan el aire, además sus compuestos derivados son lacrimógenos y venenosos
Símbolo: Br
Clasificación: Elementos halógenos Grupo 17 No Metal

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Número Atómico: 35
Masa Atómica: 79,904
Número de protones/electrones: 35
Número de neutrones (Isótopo 80-Br): 45
Estructura electrónica: [Ar] 3d¹⁰ 4s² 4p⁵
Electrones en los niveles de energía: 2, 8, 18, 7
Números de oxidación: -1, +1, +3, +5

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Electronegatividad: 2,96
Energía de ionización (kJ.mol^-1): 1140
Afinidad electrónica (kJ.mol^-1): 325
Radio atómico (pm): 114
Radio iónico (pm) (carga del ion): 196(-1)

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Entalpía de fusión (kJ.mol^-1):5,4
Entalpía de vaporización (kJ.mol^-1): 15,0

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Punto de Fusión (ºC): -7,2
Punto de Ebullición (ºC): 58,8
Densidad (kg/m³): 3112,6; (20 ºC)
Volumen atómico (cm³/mol): 25,59
Estructura cristalina: Ortorrómbica
Color: Marrón-rojizo.

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Propiedades comparadas

Propiedad... Afinidad electrónica Configuración electrónica Densidad Electronegatividad Energía de ionización Entalpía de fusión Entalpía de vaporización Estados de oxidación Estados de oxidación más usuales Grupos o familias de la Tabla Periódica Metales, no metales y metaloides Nº atómico-masa atómica Puntos de ebullición Puntos de fusión Radio atómico Radio iónico Volumen atómico Zonas de la Tabla Periódica

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Isótopos: Dos isótopos naturales: 79-Br (50,69%) y 81-Br (49,31%). Veintinueve isótopos inestables cuyo período de semidesintegración oscila entre menos de 1,5 microsegundos (68-Br) y 57,036 horas (77-Br).

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Descubierto en: 1826
Descubierto por: A. J. Balard.
Fuentes: Agua del mar y minerales: bromoargirita (AgBr), embolita (AgBrCl), iodembolita (AgBrI).
Usos: Aditivo antidetonación de la gasolina (su derivado 1,2-dibromoetano); combustibles; medicina; películas fotográficas; fumigantes; purificación de aguas; colorantes. Compuestos orgánicos.

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Curiosidades sobre el elemento: Obtenido previamente por Liebig, fue reconocido como nuevo elemento por Balard en 1826. Se empezó a preparar en cantidad en 1860.
Se encuentra en la corteza en un 2,4x10^-4% en peso. Los minerales de bromo son raros, encontrándose junto a la plata: bromoargirita, embolita, iodembolita. El agua de mar contiene unas 85 ppm, por lo que no es una buena fuente. Algunas salmueras (lagunas) naturales y las lejías con bromuros de la industria potásica son mejores fuentes.
El método de obtención actual consiste en la oxidación de bromuros con cloro. El bromo obtenido se condensa, destila y deseca. En el laboratorio se puede obtener por acción del ácido sulfúrico sobre bromuro potásico con dióxido de manganeso como catalizador.
Es el único no metal líquido y junto con el mercurio el único elemento líquido a temperatura ambiente. De color rojo oscuro, pesado (cinco veces más denso que el aire), fluido, que se volatiliza fácilmente a temperatura ambiente, produciendo un vapor rojo de olor muy desagradable, que asemeja al cloro.
Poco soluble en agua (0,035 l en 1 l de agua a temperatura ambiente, agua de bromo), soluble en disulfuro de carbono, formando un disoluciones rojas. El bromo y el cloro son miscibles en todas proporciones.
Es menos activo que el cloro, pero más que el iodo: es un oxidante medio. Se une a casi todos los elementos (excepto tántalo) aunque más lentamente y, sobre todo, en presencia de humedad. Reduce el amoniaco a nitrógeno. Tiene acción blanqueante, menos intensa. Se adiciona a los dobles enlaces de las moléculas orgánicas.
En estado sólido es rojo oscuro, y al disminuir la temperatura su color se va aclarando hasta anaranjado rojizo.
En estado gaseoso es color naranja a marrón oscuro, persistiendo las moléculas diatómicas hasta los 1500ºC.
Su principal uso es la obtención del 1,2-dibromoetano (80% del consumo de bromo), que se adiciona a la gasolina para evitar que los óxidos de plomo se depositen en los tubos de escape, pues reacciona con el plomo para formar PbBr₂, volátil, que sale al aire y provoca graves problemas de salud. La reducción en el uso del plomotetraetilo (antidetonante) en las gasolinas ha afectado a la producción de bromo.
Se emplea en la obtención de fumigantes (bromuro de metilo), agentes antiinflamables (hexabromobenceno, hexabromociclododecano) de fibras artificiales, extintores, colorantes, desinsectación, desinfección de agua de piscinas, fotografía (bromuros inorgánicos), etc.,... Los bromuros orgánicos son también importantes intermedios.
Tiene efectos muy irritantes sobre ojos y garganta en concentraciones mínimas: disoluciones 1:1000 tienen efectos letales. Cuando cae en la piel produce quemaduras dolorosas. Es peligroso su uso y el de algunos de sus compuestos: éstos son más venenosos que los del cloro. El bromuro de metilo (CH₃Br) ataca los nervios y es mortal en concentraciones del 0,035%.

niquel como se clasifica y sus propiedades

NIQUEL
 Níquel es uno de los metales de mayor relevancia industrial cuyo empleo se remonta a tiempos prehistóricos, incluso mucho tiempo antes de que este metal pudiera ser aislado y clasificado como elemento químico. Es un metal de color blanco plateado, duro, tenaz y maleable, que posee unas buenas características de resistencia a la corrosión y a la oxidación. Se obtiene a partir del tratamiento de sus menas de tipo óxido (40%) y sulfuros (60%).
Propiedades físicas:

PROPIEDADES FÍSICAS

Estructura cristalina
FCC

Punto de fusión
1453ºC

Punto de ebullición
2910ºC

Coeficiente de dilatación
20 a 100ºC
13,3.10-6

20 a 900ºC
16,3.10-6

Conductividad térmica
20ºC
0,210cal/cm.s.ºC

500ºC
0,148cal/cm.s.ºC

Resistencia eléctrica
99,99%
6,8Ω.cm

99,8%
9,9Ω.cm

El Níquel se utiliza industrialmente tanto en su denominación comercial de Níquel puro como formando parte de un gran número de aleaciones a las que se les adicionan distintos elementos que actúan sobre sus propiedades mecánicas. Los efectos de algunos de estos elementos de aleación son los que se muestran en la tabla siguiente:


Elementos de aleación

Cr
Confiere buena resistencia a la corrosión en medios oxidantes.Mejora la resistencia frente a la sulfidización.Incrementa la resistencia mecánica.

Mo
Incrementa la resistencia mecánica.Mejora la resistencia frente a la corrosión por picaduras o por cavidades.

Fe
Incrementa la resistencia mecánica.Reduce el precio de las aleaciones.

Al
Principal endurecedor de las aleaciones base Níquel.Incrementa la resistencia frente a la oxidación.

C
Contribuye a la resistencia de la aleación.Puede afinar las partículas presentes en las juntas, incrementando su resistencia.

Ti, Nb, W
Incrementan la resistencia mecánica.

Co
Incrementa la resistencia mecánica.Mejora la resistencia frente a la sulfidización.

Cu
Mejora la resistencia a la corrosión en medios marinos Cantidades superiores al 0,5% ocasionan la formación de fases indeseables de bajo punto de fusión.

B
Mejora la resistencia mecánica, la resistencia frente a la fluencia y afina las juntas de grano.

Si
Mejora la resistencia frente a la sulfidización.

Dada su gran resistencia a la corrosión, el Níquel se emplea como revestimiento electrolítico (niquelado) de aquellos metales que son susceptibles a la corrosión, como son el Hierro y el acero. El Níquel se usa principalmente en forma de aleaciones, en aquellas aplicaciones en las que interesa conferir propiedades mecánicas especiales, aumentar la resistencia a la corrosión, controlar la dilatación, disponer de cualidades magnéticas especiales o disminuir la conductividad eléctrica.
Las categorías principales en las que se clasifica el níquel y sus aleaciones, en función del mecanismo que le proporciona su resistencia, son:
Níquel comercialmente puro: Estas aleaciones contienen como mínimo un 99% de Ni, conteniendo pequeñas cantidades de Co e impurezas (Mn, Fe, Si, Cu). No se pueden tratar térmicamente (excepto las que contienen Al y Ti, serie 3xx, que se endurecen por precipitación) y se endurecen por trabajado en frío. De forma general, su resistencia a la corrosión es buena en medios oxidantes y es excelente en disoluciones alcalinas.
Aleaciones Ni-Cu: Contienen alrededor del 30% de Cu, que forma una solución sólida con el Ni. De forma general se denominan aleaciones Monel, son tratables térmicamente (sobre todo si se añade Al y Ti) y endurecibles por precipitación.
Aleaciones Ni-Cr no tratables térmicamente: Contienen 15-22% de Cr y hasta un 46% de Fe, que forman soluciones sólidas con el Ni y pueden ser endurecidas por trabajado en frío. Estas aleaciones son comercialmente conocidas como Inconel, Incoloy y Hastelloy.
Aleaciones Ni-Cr tratables térmicamente: Estas aleaciones se pueden fortalecer mediante precipitación si se añade Al, Ti y Si como aleantes secundarios. También suelen ser conocidas por sus nombres comerciales, como Nimonic, Udinet, Waspaloy, René, Astroloy,...