Fósforo.

Características e importancia. El fósforo se presenta en tres formas alotrópicas diferentes: fósforo ordinario (o blanco), fósforo rojo y fósforo negro. De los tres, solamente el blanco y el rojo tienen importancia a nivel comercial. El fósforo ordinario recién preparado es blanco, volviéndose amarillo pálido al exponerse a la luz del sol. El fósforo es un sólido ceroso, cristalino y translúcido que resplandece débilmente con aire húmedo y resulta fuertemente venenoso. A una temperatura de 34 °C arde en el aire espontáneamente y debe almacenarse bajo agua. Es insoluble en agua, ligeramente soluble en disolventes orgánicos y muy soluble en disulfuro de carbono. El fósforo blanco tiene un punto de fusión de 44,1 °C y un punto de ebullición de 280 °C.

Este fósforo se prepara comercialmente calentando fosfato de calcio con arena (dióxido de silicio) y coque, en un horno eléctrico. Al calentarse en ausencia de aire a una temperatura entre 230 y 300 °C se transforma en fósforo rojo, un polvo microcristalino no venenoso. Se sublima (pasa directamente del estado sólido al líquido) a 416 °C y tiene una densidad relativa de 2,34. El fósforo negro se obtiene calentando fósforo blanco a 200 °C y bajo presión. Tiene una densidad relativa de 2,69.

Impacto ambiental. El fósforo se halla ampliamente distribuido en la naturaleza y ocupa el lugar 11 en abundancia entre los elementos de la corteza terrestre. No se da en estado puro, sino que se encuentra principalmente en forma de fosfato, como rocas fosfáticas y apatito. También se presenta en estado combinado en los suelos fértiles y en muchas aguas naturales. Es un elemento importante en la fisiología de animales y plantas y está presente en todos los huesos de los animales en forma de fosfato cálcico.

Impacto económico. Los compuestos comerciales más importantes de fósforo son el ácido fosfórico y sus sales, llamadas fosfatos. La mayoría de los compuestos fosforados se usan como fertilizantes. Los compuestos fosforados se usan también para aclarar las soluciones de azúcar de remolacha y en aleaciones especiales como bronces al fósforo.

El fósforo blanco se usa en la elaboración de veneno para las ratas, insecticidas y en la industria pirotécnica y el fósforo rojo se usa para fabricar cerillas.En los fósforos ordinarios la cabeza se compone de una mezcla combustible de azufre y clorato de potasio bañada en sulfuro de fósforo que se inflama por el calor producido en la fricción y produce a su vez la inflamación de la mezcla combustible

Estado nativo. El fósforo se distribuye ampliamente en la naturaleza y ocupa el 11º lugar en abundancia entre los elementos en la corteza terrestre. No se encuentra en estado libre sino principalmente como fosfato. Se encuentra también en estado combinado en los suelos fértiles y en muchas aguas minerales.

Azufre.

Características e importancia. Todas las formas de azufre son insolubles en agua, y las formas cristalinas son solubles en disulfuro de carbono. Cuando el azufre ordinario se funde, forma un líquido de color pajizo que se oscurece si se calienta más, alcanzando finalmente su punto de ebullición. Si el azufre fundido se enfría lentamente, sus propiedades físicas varían con relación a la temperatura, presión y el método de enfriamiento. El azufre puede presentarse en varias formas alotrópicas, que incluyen los líquidos Së y Sµ, y diversas variedades sólidas, cuyas formas más familiares son el azufre rómbico y el azufre monoclínico.

La más estable es el azufre rómbico, un sólido cristalino de color amarillo con una densidad de 2,06 g/cm3 a 20 °C. Es ligeramente soluble en alcohol y éter, moderadamente soluble en aceites y muy soluble en disulfuro de carbono. A temperaturas entre 94,5 °C y 120 °C esta forma rómbica se transforma en azufre monoclínico, que presenta una estructura alargada, transparente, en forma de agujas con una densidad de 1,96 g/cm3 a 20 °C.

La temperatura a la que el azufre rómbico y el monoclínico se encuentran en equilibrio, 94,5 °C, se conoce como temperatura de transición. Cuando el azufre rómbico ordinario se funde a 115,21 °C, forma el líquido amarillo pálido Së, que se vuelve oscuro y viscoso a 160 °C, formando Sµ. Si se calienta el azufre hasta casi alcanzar su punto de ebullición de 444,6 °C y después se vierte rápidamente en agua fría, no le da tiempo a cristalizar en el estado rómbico o monoclínico, sino que forma una sustancia transparente, pegajosa y elástica conocida como azufre amorfo o plástico, compuesta en su mayor parte por Sµ sobreenfriado.

El azufre tiene valencias dos, cuatro y seis, como presenta en los compuestos sulfuro de hierro (FeS), dióxido de azufre (SO2) y sulfato de bario (BaSO4), respectivamente. Se combina con hidrógeno y con elementos metálicos por calentamiento, formando sulfuros. El sulfuro más común es el sulfuro de hidrógeno, H2S, un gas venenoso e incoloro, con olor a huevo podrido. El azufre también se combina con el cloro en diversas proporciones para formar monocloruro de azufre, S2Cl2, y dicloruro de azufre, SCl2.

Al arder en presencia de aire, se combina con oxígeno y forma dióxido de azufre, SO2, un gas pesado e incoloro, con un característico olor sofocante. Con aire húmedo se oxida lentamente a ácido sulfúrico, y es un componente básico de otros ácidos, como el ácido tiosulfúrico, H2S2O3, y el ácido sulfuroso, H2SO3. Este último tiene dos hidrógenos reemplazables y forma dos clases de sales: sulfitos y sulfitos ácidos.

Masa Atómica	32,066 uma
Punto de Fusión	386 K
Punto de Ebullición	717,83 K
Densidad	2070 kg/m³
Dureza (Mohs)	2
Potencial Normal de Reducción	+ 0,51 V H2 SO3 | S solución ácida
Conductividad Térmica	0,27 J/m s ºC
Conductividad Eléctrica	0,0 (mOhm.cm)-1
Calor Específico	731,50 J/kg ºK
Calor de Fusión	1,2 kJ/mol
Calor de Vaporización	10,53 kJ/mol
Calor de Atomización	279,0 kJ/mol de átomos
Estados de Oxidación	-2, -1, +1, +2, +3 , +4, +5, +6
1ª Energía de Ionización	999,6 kJ/mol
2ª Energía de Ionización	2251 kJ/mol
3ª Energía de Ionización	3360,6 kJ/mol
Afinidad Electrónica	200,4 kJ/mol
Radio Atómico	1,27 Å
Radio Covalente	1,02 Å
Radio Iónico	S-2 = 1,84 Å S+6 = 0,29 Å
Volumen Atómico	15,5 cm³/mol
Polarizabilidad	2,9 ų
Electronegatividad (Pauling)	2,58

Impacto ambiental. El dióxido de azufre se libera a la atmósfera en la combustión de combustibles fósiles, como el petróleo y el carbón, siendo uno de los contaminantes más problemáticos del aire. La concentración de dióxido de azufre en el aire puede alcanzar desde 0,01 a varias partes por millón, y puede afectar al deterioro de edificios y monumentos. También es la causa de la lluvia ácida, así como de molestias y problemas para la salud del ser humano.

Impacto económico. Su uso principal es la fabricación de ácido sulfúrico (por el método de contacto), que a su vez se usa para hacer explosivos, pigmentos, jabones y detergentes, tinturas y plásticos. Se usa también en la fabricación de cerillas, para el vulcanizado del caucho y, finamente dividido y mezclado con limo, como fungicida para las plantas.

El azufre tiene también algunas aplicaciones en la industria cosmética y farmacéutica. El tiosulfato de sodio, Na₂S₂O₃•5H₂O, se usa en fotografía como fijador de negativos. Cuando se combina con diversos minerales, el azufre forma un cemento especial usado para fijar en la piedra objetos de metal como barandas y cadenas.

Estado nativo. El azufre ocupa el lugar 16 en abundancia entre los elementos de la corteza terrestre, y se encuentra ampliamente distribuido tanto en estado libre como combinado con otros elementos. Así se halla en numerosos sulfuros metálicos, como el sulfuro de plomo o galena, PbS; la esfalerita, ZnS; la calcopirita, (CuFeS2); el cinabrio, HgS; la estibina, Sb2S3, y la pirita de hierro, FeS2. También se encuentra combinado con otros elementos formando sulfatos como la baritina, BaSO4; la celestina, SrSO4, y el yeso, CaSO4·2H2O. Asimismo está presente en moléculas de una gran variedad de sustancias como la mostaza, el huevo y las proteínas. En estado libre se encuentra mezclado con rocas de yeso y pumita en zonas volcánicas, principalmente en Islandia, Sicilia, México y Japón, apareciendo a menudo como sublimados en las inmediaciones de orificios volcánicos. El azufre en estado libre puede formarse por la acción del aire sobre las piritas, o también depositarse por aguas sulfurosas calientes, en las cuales el sulfuro de hidrógeno se ha oxidado por contacto con la atmósfera.

Cloro.

Características e importancia. De símbolo Cl, es un elemento gaseoso amarillo verdoso. Pertenece al grupo 17 (o VIIA) del sistema periódico, y es uno de los halógenos. Su número atómico es 17.El cloro elemental fue aislado por vez primera en 1774 por el químico sueco Carl Wilhelm Scheele, quien creía que el gas era un compuesto; no fue hasta 1810 cuando el químico británico sir Humphry Davy demostró que el cloro era un elemento y le dio su nombre actual.

A temperatura ordinaria, es un gas amarillo verdoso que puede licuarse fácilmente bajo una presión de 6,8 atmósferas a 20 ºC. El cloro libre no existe en la naturaleza, pero sus compuestos son minerales comunes, y ocupa el lugar 20 en abundancia en la corteza terrestre. El cloro tiene un punto de fusión de -101 ºC, un punto de ebullición de -34,05 ºC a una atmósfera de presión, y una densidad relativa de 1,41 a -35 ºC; la masa atómica del elemento es 35,453.El cloro es un elemento activo, que reacciona con agua, con compuestos orgánicos y con varios metales. Se han obtenido cuatro óxidos: Cl2O, ClO2, Cl2O6 y Cl2O7. El cloro no arde en el aire, pero refuerza la combustión de muchas sustancias.

Impacto ambiental. A temperatura ordinaria, es un gas amarillo verdoso que puede licuarse fácilmente bajo una presión de 6,8 atmósferas a 20 ºC. El gas tiene un olor irritante, y muy concentrado es peligroso; fue la primera sustancia utilizada como gas venenoso en la I Guerra Mundial.

Impacto económico. Su uso principal está en el blanqueo de materiales como la pasta de papel, el algodón y el lino. Se transforma en ácido clorhídrico para la industria. El NaOCl se utiliza en el tratamiento de las aguas como desinfectante. También sirve para la preparación de cloruros muy importantes, como los de estaño, carbono, fósforo, aluminio, titanio, y de compuestos orgánicos clorados: disolventes como los cloroalcanos utilizados para la limpieza en seco, diversos tipos de insecticidas, fabricación de polímeros como el PVC, fármacos, etc. Su uso en los CFC's se está reduciendo gracias a los límites impuestos para el uso de los mismos.

Estado nativo. El cloro libre no se encuentra en la naturaleza, pero sus compuestos son minerales comunes, y es el 20º en orden de abundancia en la corteza terrestre.

Argón.

Características e importancia. Es el más abundante de los gases nobles, siendo argón el 0,93% de la atmósfera. Debido a esto, y su naturaleza inerte, se obtiene por destilación fraccionada del aire líquido. El argón es un gas monatómico, incoloro e inodoro. No se ha conseguido hacerlo reaccionar químicamente con otros elementos, aunque a temperatura por debajo de los 0ºC, forma un hidrato, cuya unión es debida a débiles fuerzas de Van der Waals y no a un verdadero enlace químico.

Impacto Ambiental. Se obtiene por destilación fraccionada del aire líquido en una fracción cuyos componentes principales son oxígeno y argón. Esta fracción se mezcla con hidrógeno para eliminar el oxígeno por formación de agua.

Impacto económico. El argón se emplea para el llenado de lámparas de incandescencia para disminuir la rapidez con que se evapora el filamento de wolframio y aumentar su duración. Algunos tubos fluorescentes llevan una mezcla de vapor de mercurio y argón. También se utiliza como gas inerte para soldar algunos metales y evitar la oxidación de los metales durante el proceso de soldadura. Tiene usos en el laboratorio y para la fabricación de cristales de silicio.

Estado nativo. Se encuentra en el aire en pequeña proporción (menos del 1%). En la atmósfera de Marte se encuentra ³⁶Ar en una proporción de 5 ppm y ⁴⁰Ar en proporción cercana al 1,6%.