Elementos químicos en la tabla periódica de los elementos

El cloro es un elemento químico de número atómico 17 situado en el grupo de loshalógenos (grupo XVIIA) de la tabla periódica de los elementos. Su símbolo es Cl. En condiciones normales y en estado puro forma dicloro: un gas tóxico amarillo-verdoso formado por moléculas diatómicas (Cl₂) unas 2,5 veces más pesado que el aire, de olor desagradable y tóxico. Es un elemento abundante en la naturaleza y se trata de unelemento químico esencial para muchas formas de vida.- .............................:http://es.wikipedia.org/w/index.php?title=Especial:Libro&bookcmd=download&collection_id=49966d0e5bdf94454abb66654d8cc259edad854f&writer=rdf2latex&return_to=Cloro

Cloro - Cl

Propiedades químicas del Cloro - Efectos del Cloro sobre la salud - Efectos ambientales del Cloro

Nombre Cloro Número atómico 17 Valencia +1,-1,3,5,7 Estado de oxidación -1 Electronegatividad 3.0 Radio covalente (Å) 0,99 Radio iónico (Å) 1,81 Radio atómico (Å) - Configuración electrónica [Ne]3s23p5 Primer potencial de ionización (eV) 13,01 Masa atómica (g/mol) 35,453 Densidad (g/ml) 1,56 Punto de ebullición (ºC) -34,7 Punto de fusión (ºC) -101,0 Descubridor Carl Wilhelm Scheele en 1774

Cloro Elemento químico, símbolo Cl, de número atómico 17 y peso atómico 35.453. El cloro existe como un gas amarillo-verdoso a temperaturas y presiones ordinarias. Es el segundo en reactividad entre los halógenos, sólo después del flúor, y de aquí que se encuentre libre en la naturaleza sólo a las temperaturas elevadas de los gases volcánicos. Se estima que 0.045% de la corteza terrestre es cloro. Se combina con metales, no metales y materiales orgánicos para formar cientos de compuestos. Propiedades: El cloro presente en la naturaleza se forma de los isótopos estables de masa 35 y 37; se han preparado artificialmente isótopos radiactivos. El gas diatómico tiene un peso molecular de 70.906. El punto de ebullición del cloro líquido (de color amarillo-oro) es –34.05ºC a 760 mm de Hg (101.325 kilopascales) y el punto de fusión del cloro sólido es –100.98ºC. La temperatura crítica es de 144ºC; la presión crítica es 76.1 atm (7.71 megapascales); el volumen crítico es de 1.745 ml/g, y la densidad en el punto crítico es de 0.573 g/ml. Las propiedades termodinámicas incluyen el calor de sublimación, que es de 7370 (+-) 10 cal/mol a OK; el calor de vaporización , de 4878 (+-) 4 cal/mol; a –34.05ºC; el calor de fusión, de 1531 cal/mol; la capacidad calorífica, de 7.99 cal/mol a 1 atm (101.325 kilopascales) y 0ºC, y 8.2 a 100ºC. El cloro es uno de los cuatro elementos químicos estrechamente relacionados que han sido llamados halógenos. El flúor es el más activo químicamente; el yodo y el bromo son menos activos. El cloro reemplaza al yodo y al bromo de sus sales. Interviene en reacciones de sustitución o de adición tanto con materiales orgánicos como inorgánicos. El cloro seco es algo inerte, pero húmedo se combina directamente con la mayor parte de los elementos. Fabricación: El primer proceso electrolítico para la producción de cloro fue patentado en 1851 por Charles Watt en Gran Bretaña. En 1868, Henry Deacon produjo cloro a partir de ácido clorhídrico y oxígeno a 400ºC (750ºF), con cloruro de cobre impregnado en piedra pómez como catalizador. Las celdas electrolíticas modernas pueden clasificarse casi siempre como pertenecientes al tipo de diafragma y de mercurio. Ambas producen sustancias cáusticas (NaOH o KOH), cloro e hidrógeno. La política económica de la industria del cloro y de los álcalis incluye principalmente la mercadotecnia equilibrada o el uso interno del cáustico y del cloro en las proporciones en las que se obtienen mediante el proceso de la celda electrolítica. Efectos del Cloro sobre la salud El cloro es un gas altamente reactivo. Es un elemento que se da de forma natural. Los mayores consumidores de cloro son las compañías que producen dicloruro de etileno y otros disolventes clorinados, resinas de cloruro de polivinilo (PVC), clorofluorocarbonos (CFCs) y óxido de propileno. Las compañías papeleras utilizan cloro para blanquear el papel. Las plantas de tratamiento de agua y de aguas residuales utilizan cloro para reducir los niveles de microorganismos que pueden propagar enfermedades entre los humanos (desinfección). La exposición al cloro puede ocurrir en el lugar de trabajo o en el medio ambiente a causa de escapes en el aire, el agua o el suelo. Las personas que utilizan lejía en la colada y productos químicos que contienen cloro no suelen estar expuestas a cloro en sí. Generalmente el cloro se encuentra solamente en instalaciones industriales. El cloro entra en el cuerpo al ser respirado el aire contaminado o al ser consumido con comida o agua contaminadas. No permanece en el cuerpo, debido a su reactividad. Los efectos del cloro en la salud humana dependen de la cantidad de cloro presente, y del tiempo y la frecuencia de exposición. Los efectos también dependen de la salud de la persona y de las condiciones del medio cuando la exposición tuvo lugar. La respiración de pequeñas cantidades de cloro durante cortos periodos de tiempo afecta negativamente al sistema respiratorio humano. Los efectos van desde tos y dolor pectoral hasta retención de agua en los pulmones. El cloro irrita la piel , los ojos y el sistema respiratorio. No es probable que estos efectos tengan lugar a niveles de cloro encontrados normalmente en la naturaleza. Los efectos en la salud humana asociados con la respiración o el consumo de pequeñas cantidades de cloro durante periodos prolongados de tiempo no son conocidos. Algunos estudios muestran que los trabajadores desarrollan efectos adversos al estar expuestos a inhalaciones repetidas de cloro, pero otros no. Efectos ambientales del Cloro El cloro se disuelve cuando se mezcla con el agua. También puede escaparse del agua e incorporarse al aire bajo ciertas condiciones. La mayoría de las emisiones de cloro al medio ambiente son al aire y a las aguas superficiales. Una vez en el aire o en el agua, el cloro reacciona con otros compuestos químicos. Se combina con material inorgánico en el ahua para formar sales de cloro, y con materia orgánica para formar compuestos orgánicos clorinados. Debido a su reactividad no es probable que el cloro se mueva a través del suelo y se incorpore a las aguas subterráneas. Las plantas y los animales no suelen almacenar cloro. Sin embargo, estudios de laboratorio muestran que la exposición repetida a cloro en el aire puede afectar al sistema inmunitario, la sangre, el corazón, y el sistema respiratorio de los animales. El cloro provoca daños ambientales a bajos niveles. El cloro es especialmente dañino para organismos que viven en el agua y el suelo.

Cloro

Elementos

Elementos de la tabla periódica y sus propiedades

En esta página podrás descubrir las propiedades químicas del cloro e información sobre el cloro y otros elementos de la tabla periódica como flúor, bromo, azufre o argón. También aprenderás para qué sirve el cloro y conocerás cuales sus usos a través de sus propiedades asociadas al cloro como su número atómico o el estado habitual en el que se puede encontrar el cloro.

Podrás ver cualidades del cloro como su punto de fusión y de ebullición, sus propiedades magnéticas o cual es su símbolo químico. Además, aquí encontrarás información sobre sus propiedades atómicas como la distribución de electrones en los átomos de cloro y otras propiedades.

Para algunos elementos parte de esta información es desconocida. En estos casos mostramos las propiedades que se les atribuyen.

Propiedades del cloro

Los elementos del grupo de los halógenos como el cloro se presentan como moléculas diatómicas químicamente activas. El nombre halógeno, proviene del griego y su significado es "formador de sales". Son elementos halógenos entre los que se encuentra el cloro, son oxidantes. Muchos compuestos sintéticos orgánicos y algunos compuestos orgánicos naturales, contienen elementos halógenos como el cloro. A este tipo de compuestos se los conoce como compuestos halogenados.

El estado del cloro en su forma natural es gaseoso (no magnético). El cloro es un elmento químico de aspecto amarillo verdoso y pertenece al grupo de los halógenos. El número atómico del cloro es 17. El símbolo químico del cloro es Cl. El punto de fusión del cloro es de 171,6 grados Kelvin o de -100,55 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del cloro es de 239,11 grados Kelvin o de -33,04 grados celsius o grados centígrados.

Usos del cloro

Algunas moléculas que contienen cloro han sido responsables de agotamiento del ozono. Si alguna vez te has preguntado para qué sirve el cloro, a continuación tienes una lista de sus posibles usos:

• El cloro se utiliza (por lo general un determinado compuesto de cloro) para matar las bacterias en las piscinas y en el agua potable. También se utiliza en los desinfectantes y blanqueadores por la misma razón. El cloro es muy efectivo contra la bacteria E. coli.
• Si bien no se utiliza tan a menudo hoy en día, algunas fuerzas armadas aún usan el cloro como un gas venenoso. Es más utilizado de esta forma normalmente por grupos terroristas.
• El cloro se utiliza para fabricar plásticos.
• El PVC (cloruro de polivinilo) está hecho de cloro. El PVC se utiliza para hacer ropa, pisos, cables eléctricos, tubos flexibles y tuberías, figuras (estatuas), camas de agua y estructuras inflables. El PVC también se utiliza actualmente para hacer las tejas del techo.
• El cloro se utiliza en la extracción de bromo.
• El cloruro de metilo, otro compuesto importante de cloro, se utiliza como un anestésico. También se utiliza para hacer ciertos polímeros de silicona y se utiliza para extraer grasas, aceites y resinas.
• El cloroformo, que contiene cloro, se utiliza como un disolvente común en los laboratorios de ciencias. También se utiliza para matar gusanos en las heridas de los animales.
• El tricloroetileno se utiliza para desengrasar piezas de metal.

Propiedades atómicas del cloro

La masa atómica de un elemento está determinado por la masa total de neutrones y protones que se puede encontrar en un solo átomo perteneciente a este elemento. En cuanto a la posición donde encontrar el cloro dentro de la tabla periódica de los elementos, el cloro se encuentra en el grupo 17 y periodo 3. El cloro tiene una masa atómica de 35,453 u.

La configuración electrónica del cloro es [Ne]3s2 3p5. La configuración electrónica de los elementos, determina la forma el la cual los electrones están estructurados en los átomos de un elemento. El radio medio del cloro es de 100 pm, su radio atómico o radio de Bohr es de 79 pm, su radio covalente es de 99 pm y su radio de Van der Waals es de 175 pm. El cloro tiene un total de 17 electrones cuya distribución es la siguiente: En la primera capa tiene 2 electrones, en la segunda tiene 8 electrones y en su tercera capa tiene 7 electrones.

Características del cloro

A continuación puedes ver una tabla donde se muestra las principales características que tiene el cloro.

Cloro
Símbolo químico	Cl
Número atómico	17
Grupo	17
Periodo	3
Aspecto	amarillo verdoso
Bloque	p
Densidad	3.214 kg/m3
Masa atómica	35.453 u
Radio medio	100 pm
Radio atómico	79
Radio covalente	99 pm
Radio de van der Waals	175 pm
Configuración electrónica	[Ne]3s2 3p5
Electrones por capa	2, 8, 7
Estados de oxidación	+-1, +3, +5, +7 (ácido fuerte)
Estructura cristalina	ortorrómbica
Estado	gaseoso
Punto de fusión	171.6 K
Punto de ebullición	239.11 K
Calor de fusión	3.203 kJ/mol
Presión de vapor	1300 Pa
Electronegatividad	3,16
Calor específico	480 J/(K·kg)
Conductividad térmica	0,0089 W/(K·m)

Elementos relacionados con el cloro

Los siguientes elementos están relacionados con el cloro, bien por proximidad en su número atómico o periodo o bien por su grupo. Haz click en las siguientes imágenes para ver conocer las características de estos elementos que tienen relación con el cloro.

Flúor	Bromo	Azufre	Argón

Cloro

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Símbolo: Cl 
Clasificación: Elementos halógenos Grupo 17  No metal

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Número Atómico: 17
Masa Atómica: 35,4527
Número de protones/electrones: 17
Número de neutrones (Isótopo 35-Cl): 18 
Estructura electrónica: [Ne] 3s² 3p⁵
Electrones en los niveles de energía: 2, 8, 7
Números de oxidación: -1, +1, +3, +5, +7

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Electronegatividad: 3,16
Energía de ionización (kJ.mol^-1): 1255
Afinidad electrónica (kJ.mol^-1): 349
Radio atómico (pm): 99
Radio iónico (pm) (carga del ion): 181(-1)

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Entalpía de fusión (kJ.mol^-1): 3,205
Entalpía de vaporización (kJ.mol^-1): 10,202

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Punto de Fusión (ºC): -101,5
Punto de Ebullición (ºC): -34,04
Densidad (kg/m³): 3,214; (0 ºC)
Volumen atómico (cm³/mol): 23,53
Estructura cristalina: Ortorrómbica 
Color: Amarillo-verdoso

Elementos químicos en la tabla periódica de los elementos

El azufre es un elemento químico de número atómico 16 y símbolo S (del latín sulphur). Es un no metal abundante con un olor característico.

El azufre se encuentra en forma nativa en regiones volcánicas y en sus formas reducidas formando sulfuros y sulfosales o bien en sus formas oxidadas como sulfatos. Es unelemento químico esencial constituyente de los aminoácidos cisteina y metionina y, por consiguiente, necesario para la síntesis de proteínas presentes en todos los organismos vivos. Se usa principalmente como fertilizante pero también en la fabricación de pólvora,laxantes, fósforos e insecticidas.- ...................................................................:http://es.wikipedia.org/w/index.php?title=Especial:Libro&bookcmd=download&collection_id=c015fdd3ddd78c9a9618cc5ed5dda22d194aafab&writer=rdf2latex&return_to=Azufre

Azufre - S

Propiedades químicas del Azufre - Efectos del Azufre sobre la salud - Efectos ambientales del 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.

Azufre

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Símbolo: S 
Clasificación: Elementos calcógenos o anfígenos Grupo 16 No metal

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Número Atómico: 16
Masa Atómica: 32,066
Número de protones/electrones: 16 
Número de neutrones (Isótopo 32-S): 16 
Estructura electrónica: [Ne] 3s² 3p⁴
Electrones en los niveles de energía: 2, 8, 6
Números de oxidación: -2, +2, +4, +6

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Electronegatividad: 2,58
Energía de ionización (kJ.mol^-1): 1000
Afinidad electrónica (kJ.mol^-1): 200
Radio atómico (pm): 104
Radio iónico (pm) (carga del ion): 184 (-2), 37 (+4), 29 (+6)

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Entalpía de fusión (kJ.mol^-1): 1,23
Entalpía de vaporización (kJ.mol^-1): 9,62

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Punto de Fusión (ºC): 115,21
Punto de Ebullición (ºC): 444,60
Densidad (kg/m³): 2070 (rómbico), 1957 (monoclínico); (20 ºC)
Volumen atómico (cm³/mol): 15,49
Estructura cristalina: Ortorrómbica 
Color: Amarillo

Elementos químicos en la tabla periódica de los elementos

El fósforo es un elemento químico de número atómico 15 y símbolo P. El nombre proviene del griego φώς [fos] ‘luz’ y φόρος [foros] ‘portador’. Es un no metal multivalente perteneciente al grupo del nitrógeno (Grupo 15 (VA): nitrogenoideos) que se encuentra en la naturaleza combinado en fosfatos inorgánicos y en organismos vivos pero nunca en estado nativo. Es muy reactivo y se oxida espontáneamente en contacto con el oxígenoatmosférico emitiendo luz.

Este elemento puede encontrarse en pequeñas cantidades en el semen, lo que hace que este fluido resalte en un color notable ante la luz ultravioleta; esto ha permitido resolver algunos casos criminales que han involucrado una violación sexual.

El fósforo como molécula de Pi («fosfato inorgánico»), forma parte de las moléculas de ADN y ARN, las células lo utilizan para almacenar y transportar la energía mediante el adenosín trifosfato (ATP). Además, la adición y eliminación de grupos fosfato a las proteínas, fosforilación y desfosforilación, respectivamente, es el mecanismo principal para regular la actividad de proteínas intracelulares, y de ese modo el metabolismo de las células eucariotas tales como los espermatozoides.- ..........................:http://es.wikipedia.org/w/index.php?title=Especial:Libro&bookcmd=download&collection_id=98d3726e7465f9917aa128ed159188f725802b7e&writer=rdf2latex&return_to=F%C3%B3sforo

Fósforo - P

Propiedades del Fósforo - Efectos del Fósforo sobre la salud - Efectos ambientales del Fósforo

Nombre Fósforo Número atómico 15 Valencia +3,-3,5,4 Estado de oxidación +5 Electronegatividad 2,1 Radio covalente (Å) 1,06 Radio iónico (Å) 0,34 Radio atómico (Å) 1,28 Configuración electrónica [Ne]3s23p3 Primer potencial de ionización (eV) 11,00 Masa atómica (g/mol) 30,9738 Densidad (g/ml) 1,82 Punto de ebullición (ºC) 280 Punto de fusión (ºC) 44,2 Descubridor Hennig Brandt en 1669

Fósforo Símbolo P, número atómico 15, peso atómico 30.9738. El fósforo forma la base de gran número de compuestos, de los cuales los más importantes son los fosfatos. En todas las formas de vida, los fosfatos desempeñan un papel esencial en los procesos de transferencia de energía, como el metabolismo, la fotosíntesis, la función nerviosa y la acción muscular. Los ácidos nucleicos, que entre otras cosas forman el material hereditario (los cromosomas), son fosfatos, así como cierto número de coenzimas. Los esqueletos de los animales están formados por fosfato de calcio. Cerca de tres cuartas partes del fósforo total (en todas sus formas químicas) se emplean en Estados Unidos como fertilizantes. Otras aplicaciones importantes son como relleno de detergentes, nutrientes suplementarios en alimentos para animales, ablandadores de agua, aditivos para alimentos y fármacos, agentes de revestimiento en el tratamiento de superficies metálicas, aditivos en metalurgia, plastificantes, insecticidas y aditivos de productos petroleros. De casi 200 fosfatos minerales diferentes, sólo uno, la fluoropatita, Ca5F(PO4)3, se extrae esencialmente de grandes depósitos secundarios originados en los huesos de animales y que se hallan en el fondo de mares prehistóricos, y de los guanos depositados sobre rocas antiguas. La investigación de la química del fósforo indica que pueden existir tantos compuestos basados en el fósforo como los de carbono. En química orgánica se acostumbra agrupar varios compuestos químicos dentro de familias llamadas series homólogas. Esto también puede hacerse en la química de los compuestos de fósforo, aunque muchas familias están incompletas. La familia mejor conocida de estos compuestos es el grupo de cadenas de fosfatos. Las sales de fosfatos constan de cationes, como el sodio, junto con cadenas de aniones, como (PnO3n+1)(n+2)-, que pueden tener de 1 a 1 000 000 de átomos de fósforo por anión. Los fosfatos se basan en átomos de fósforo rodeados en una disposición tetraédrica por átomos de oxígeno, el miembro más pequeño de la familia es el anión simple PO3-4 (el ion ortofosfato). La familia de las cadenas de fosfato se basa en hileras alternadas de átomos de fósforo y oxígeno en que cada átomo de fósforo permanece en el centro de un tetraedro de cuatro átomos de oxígeno. Hay también una familia estrechamente relacionada de fosfatos cíclicos. Una característica estructural interesante de muchos de los compuestos del fósforo conocidos es la formación de estructuras tipo jaula. Ejemplos de estas moléculas son el fósforo blanco, P4, y uno de los pentóxidos de fósforo, P4O10. Las estructuras tipo red son comunes; por ejemplo, los cristales de fósforo negro en que los átomos están enlazados unos con otros. En la mayor parte de sus compuestos, el fósforo está enlazado químicamente a cuatro átomos inmediatos. Hay gran número de compuestos en los que uno de los cuatro átomos está ausente y en su lugar hay un par de electrones no compartidos. Hay también unos cuantos compuestos con cinco o seis átomos unidos al fósforo; son muy reactivos y tienden a ser inestables. Durante los años 60 y 70, se prepararon muchos compuestos orgánicos de fósforo. La mayor parte de estas estructuras químicas incluye tres o cuatro átomos enlazados al fósforo, pero existen también estructuras con dos, cinco o seis átomos unidos a cada átomo de fósforo. Casi todo el fósforo utilizado en el comercio está en forma de fosfatos. La mayor parte de los fertilizantes fosfatados constan de ortofosfato diácido de calcio u otofosfato ácido de calcio muy impuros, Ca(H2PO4)2 y CaHPO4. Estos fosfatos son sales del ácido ortofosfórico. El compuesto de fósforo de mayor importancia biológica es el adenosintrifosfato (ATP), que es un éster de la sal, el tripolifosfato de sodio, muy utilizado en detergentes y ablandadores de agua. Casi todas las reacciones en el metabolismo y la fotosíntesis requieren la hidrólisis de este tripolifosfato hasta su derivado pirofosfato, llamado adenosindifosfato (ADP). Efectos del Fósforo sobre la salud El Fósforo puede ser encontrado en el ambiente más comúnmente como fosfato. Los fosfatos son substancias importantes en el cuerpo de los humanos porque ellas son parte del material de ADN y tienen parte en la distribución de la energía. Los fosfatos pueden ser encontrados comúnmente en plantas. Los humanos han cambiado el suministro natural de fósforo radicalmente por la adición de estiércol ricos en fosfatos. El fosfato era también añadido a un número de alimentos, como quesos, salsas, jamón. Demasiado fosfato puede causar problemas de salud, como es daño a los riñones y osteoporosis. La disminución de fosfato también puede ocurrir. Estas son causadas por uso extensivo de medicinas. Demasiado poco fosfato puede causar problemas de salud. El Fósforo en su forma pura tiene un color blanco. El fósforo blanco es la forma más peligrosa de fósforo que es conocida. Cuando el fósforo blanco ocurre en la naturaleza este puede ser un peligro serio para nuestra salud. El fósforo blanco es extremadamente venenoso y en muchos casos la exposición a él será fatal. En la mayoría de los casos la gente que muere por fósforo blanco ha sido por tragar accidentalmente veneno de rata. Antes de que la gente muera por exposición al fósforo blanco ellos a menudo experimentan náuseas, convulciones en el estómago y desfallecimiento. El fósforo blanco puede causar quemaduras en la piel, dañar el hígado, corazón y riñones. Efectos ambientales del Fósforo Fósforo blanco: El fósforo blanco estra en el ambiente cuando es usado en industrias para hacer otros productos químicos y cuando el ejército lo usa como munición. A través de descargas de aguas residuales el fósforo blanco termina en las aguas superficiales cerca de las fábricas donde es usado. El fósforo blanco no es probablemente esparcido, porque este reacciona con el oxígeno bastante rápido. Cuando el fósforo termina en el aire a través de los tubos de escape este teminará usualmente reaccionando con el oxígeno al instante para convertirse en partículas menos peligrosas. Pero en suelos profundos y en el fondo de los ríos y lagos el fósforo puede permanecer miles de años y más. Fosfatos: Los fosfatos tienen muchos efectos sobre los organismos. Los efectos son mayormente consecuencias de las emisiones de grandes cantidades de fosfatos en el ambiente debido a la minería y los cultivos. Durante la purificación del agua los fosfatos no son a menudo eliminado correctamente, así que pueden expandirse a través de largas distancias cuando se encuentran en la superficie de las aguas. Debido a la constante adición de fosfatos por los humanos y que exceden las concentraciones naturales, el ciclo del fósforo es interrumpido fuertemente. El incremento de la concentración de fósforo en las aguas superficiales aumenta el crecimiento de organismos dependientes del fósforo, como son las algas. Estos organismos usan grandes cantidades de oxígeno y previenen que los rayos de sol entren en el agua. Esto hace que el agua sea poco adecuada para la vida de otros organismos. El fenómeno es comúnmente conocido como eutrofización.

Fósforo

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Símbolo: P 
Clasificación: Elementos nitrogenoides Grupo 15 No metal

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Número Atómico: 15
Masa Atómica: 30,9738
Número de protones/electrones: 15
Número de neutrones (Isótopo 31-P): 16 
Estructura electrónica: [Ne] 3s² 3p³
Electrones en los niveles de energía: 2, 8, 5
Números de oxidación: -2, -3, +1, +2, +3, +5

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Electronegatividad: 2,19
Energía de ionización (kJ.mol^-1): 1011
Afinidad electrónica (kJ.mol^-1): 72
Radio atómico (pm): 110
Radio iónico (pm) (carga del ion): 212 (-3)

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Entalpía de fusión (kJ.mol^-1): 0,628
Entalpía de vaporización (kJ.mol^-1): 12,98

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Punto de Fusión (ºC): 44,15
Punto de Ebullición (ºC): 280,5
Densidad (kg/m³): 1820 (blanco), 2200 (rojo), 2690 (negro); (20 ºC) 
Volumen atómico (cm³/mol): 17,02
Estructura cristalina: Cúbica 
Color: Blanco