Los halogenos

Halógenos

Halógenos

Son los elemento que forman el grupo 17 (anteriormente grupo VII A) de la tabla periódica: flúor, cloro, bromo, yodo y ástato

En estado natural se encuentran como moléculas diatómicas químicamente activas [X2]. Para llenar por completo su último nivel energético (s2p5) necesitan un electrón más, por lo que tienen tendencia a formar un ion

Son elementos oxidantes (disminuyendo esta característica al bajar en el grupo), y el flúor es capaz de llevar a la mayor parte de los elementos al mayor estado de oxidación que presentan.

Aplicaciones

Lámparas halógenas

Anticongelante freón

La resina, teflón, Lubricante

Insecticidas

Moléculas halógenas diatónicas

CRONOLOGIA DE LOS HALOGENOS

Curiosidades

• Debido a su reactividad, ninguno de los halógenos se encuentra en estado libre en la naturaleza.

• Generalmente, se encuentran en forma de haluros (X¯), siendo el fluoruro el más abundante en la corteza terrestre.

• Además de la gran cantidad de depósitos minerales de haluros, particularmente NaCl y KCl, existen una cantidad enorme de cloruro y bromuro en las aguas de los océanos..

Abundancia en la Naturaleza

FLUOR

• Ocupa el 17º lugar en orden de abundancia en la corteza terrestre.

• El flúor se presenta en la naturaleza en forma combinada como fluorita, criolita y apatita.

• La fluorita, de la que se deriva generalmente la mayoría de los compuestos de flúor, se encuentra en minas de los Estados Unidos en grandes depósitos en el norte de Kentucky y el sur de Illinois.

• El flúor también se presenta como fluoruros en el agua del mar, ríos, y en formas minerales, en los tallos de ciertos pastos y en los huesos y dientes de animales.

Estructura cristalina del FLUOR como elemento sólido

Propiedades

• El flúor es un gas de color amarillo pálido, ligeramente más pesado que aire, corrosivo y de olor penetrante e irritante.

• Es sumamente tóxico y es el no metal más reactivo.

Propiedades• Es muy oxidante y forma fluoruros, que figuran entre los

más estables de todos los compuestos químicos, directamente con casi todos los elementos menos con el nitrógeno, cloro, y oxígeno.

• A temperatura ambiente, sin necesidad de aporte de energía alguno, cuando entra en contacto con el hidrógeno produce una reacción explosiva.

• El flúor debe manejarse con mucha precaución. • El ácido fluorhídrico (fluoruro de hidrógeno, HF o H2F2),

es uno de los compuestos de flúor más importantes, se prepara calentando fluoruro de calcio con ácido sulfúrico.

• El ácido fluorhídrico es sumamente corrosivo y se conserva en plomo o acero .

Preparación• La preparación de flúor como

elemento libre es difícil porque el flúor libre es muy reactivo.

• Industrialmente el flúor gaseoso se obtiene por electrólisis de una mezcla fundida que contiene el 40% de ácido fluorhídrico anhidro (HF) y el 60% de fluoruro ácido de potasio KHF2 , y el flúor líquido se puede preparar pasando el gas a través de un tubo de goma o metal rodeado por aire líquido.

Usos

• Se usa para hacer polímeros tal como Teflón (-F2C-CF2-) que es una resina resistente al calor y a los agentes químicos.

• El freón (CF2Cl2 ), Pasta dental (Fluorofosfato de sodio) y en el tratamiento de aguas (KF).

• La utilización de los CFCs produce un grave perjuicio medioambiental porque genera la descomposición de grandes cantidades de ozono a nivel atmosférico ( agujero de la capa de ozono) , por donde los rayos UV atraviesan sin ser filtrados produciendo desequilibrios atmosféricos y problemas para la salud.

• En el tratamiento de aguas el flúor desempeña un papel antiséptico similar al del cloro pero contribuye a mejorar la salud dental de la población evitando las caries.

Cloro

Abundancia y estado natural• 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.

Estructura cristalina del elemento CLORO sólido

Propiedades• El cloro es un gas amarillo verdoso

de olor penetrante e irritante, denso y venenoso que puede licuarse fácilmente a la presión de 6,8 atmósferas y a 20ºC.

• El cloro gaseoso se disuelve bien en agua: a la presión atmosférica y a 0ºC, 1 litro de agua disuelve 5 litros de cloro gaseoso dando una disolución que se conoce como agua de cloro.

Propiedades

Propiedades• Es extremadamente oxidante y forma cloruros con la mayoría de

los elementos. • Cuando se combina con el hidrógeno para dar cloruro de

hidrógeno en presencia de solar directa se produce una explosión y se desprende una gran cantidad de calor.

• El cloro también se combina con los compuestos hidrogenados como amoníaco y ácido sulfhídrico formando ácido clorhídrico con el hidrógeno de éstos. .

• Reacciona reversiblemente con el vapor de agua formando ácido clorhídrico y liberando oxígeno:

Cl2 + H2 O ↔ 2HCl + ½O2

Preparación• El proceso fundamental para

obtener cloro consiste en eliminar el electrón del ión cloruro.

• Esto puede conseguirse por electrólisis de cloruros disueltos o fundidos o a través de la acción de oxidantes sobre el ácido clorhídrico.

• La mayoría del cloro es producido por electrólisis de una solución ordinaria de sal, con el hidróxido de sodio como subproducto.

Usos• Su uso principal está en el

blanqueo de materiales como la pasta de papel, el algodón y el lino.

• Se utiliza ácido clorhídrico para la industria.

• El NaClO ( Hipoclorito de sodio) se utiliza en el tratamiento de las aguas como desinfectante.

• Los orgánicos clorados: disolventes como los cloroalcanos, insecticidas, fabricación de polímeros como el PVC, fármacos, etc.

BROMO

• El bromo no se encuentra en la naturaleza como elemento libre, sino formando principalmente bromuros.

• El agua del mar, que contiene una concentración media de 65 ppm de bromo, es su principal fuente de obtención.

ESTRUCTURA CRISTALINA

VALORES DE LAS PROPIEDADES

PROPIEDADES• A temperatura ambiente es

un líquido de color rojo oscuro, que se volatiliza con facilidad produciendo un vapor rojizo venenoso .

• Debe manejarse con sumo cuidado porque en contacto con la piel, ocasiona graves heridas .

• El bromo es ligeramente soluble en agua, y por encima de los 7ºC forma con ésta un sólido rojizo hidratado, Br2•10H2 O.

• Soluble en disolventes orgánicos como alcohol, éter, cloroformo y sulfuro de carbono.

USOS

• El bromo se utiliza en la preparación de ciertas tinturas y de dibromoetano ( bromuro de etileno), antidetonante para la gasolina.

• Los bromuros se usan en fotografía (AgBr) como emulsión, en medicina (KBr) como sedante y en la producción de petróleo y gas natural.

YODO• Descubierto en 1.811 por

Bernard Courtois), un fabricante francés de nitro.

• Confirmado por Charles Desormes y Nicholas Clément.

• Al calentar cenizas con ácido sulfúrico se desprendía un vapor de color violeta y solidificaba en escamas gris brillante.

• En 1814 Gay-Lussac demostró que se trataba de un nuevo elemento y le llamó yodo, del griego violeta.

Abundancia y estado natural • El yodo es un elemento

relativamente raro, 62º en abundancia en la naturaleza (agua de mar y en el suelo y las rocas).

• Normalmente acompaña al nitrato de Chile (NaNO3) como impureza de yodato sódico, NaIO3 , en una proporción aproximada del 0,2%.

VALORES DE LAS PROPIEDADES

PROPIEDADES• Es un sólido cristalino a

temperatura ambiente, de color negro azulado y brillante, que sublima dando un vapor violeta muy denso, venenoso,

• Por encima de los 450 ºC la densidad del vapor disminuye debido a la disociación de sus moléculas en yodo monoatómico.

• Es ligeramente soluble en agua, pero se disuelve fácilmente en una solución acuosa de yoduro de potasio.

• Es también soluble en alcohol, cloroformo, y otros reactivos orgánicos.

• Se combina fácilmente con la mayoría de los metales para formar yoduros, y también con los haluros metálicos.

PREPARACION• La mayor parte del yodo que se consume procede del yodato

sódico (NaIO3) que se encuentra como impureza en el nitrato de Chile (NaNO3).

2NaIO3 + 5NaHIO3 = 3NaHSO4 + 2Na2 SO4 + H2 + I2

• Si se calienta y se evapora, el yodo sublima separándose del resto de los sólidos. También puede obtenerse por la acción del dióxido de manganeso y el ácido sulfúrico sobre los yoduros:

2I - + MnO2 + 4H+ = Mn++ + 2H2O + I2

IDENTIFICACION DEL YODO CON EL ALMIDON-EFECTO DE LA TEMPERATURA

USOS

• En la medicina. • Soluciones de yodo y alcohol

y complejos de yodo se utilizan como antisépticos y desinfectantes.

• Isótopos radiactivos del yodo se usan en medicina nuclear como trazadores .

• El yoduro de plata dispersado en las nubes se utiliza para producir lluvia con fines agrícolas