Los Halogenos

Halógenos: en griego, “formadores de sales”. Los Halógenos se encuentran situados en el grupo 17 de la tabla periódica. Los elementos incluidos dentro de este grupo son: flúor (F), cloro (Cl), bromo (Br), yodo (I) y astato (At).

Propiedades Existen como moléculas diatómicas que contienen enlaces covalentes sencillos: X2 (X = símbolo genérico de un halógeno). Son moléculas diatómicas no polares por lo que presentan puntos de fusión y ebullición relativamente bajos. Estos aumentan desde el flúor hasta el yodo, F  I. La reactividad química aumenta en sentido opuesto, siendo el más reactivo el flúor y el menos reactivo el yodo, I  F. La electronegatividad es alta en todos ellos y aumenta desde el yodo al flúor, I  F. Todos tienen 7 electrones en su capa más externa (7 electrones de valencia). El estado de oxidación que muestran en la mayoría de sus compuestos es -1 y, excepto para el flúor, también suelen presentar +1, +3, +5 y +7.

Propiedades

Reacciones de los halógenos libres Reacción general Notas nX2 + 2M 2MXn Con mayoría de metales X2 + nX’2 2XX’n Formacion interhalógenos (n=1, 3, 5, ó 7); X>X’ X2 + H2 2 HX 3X2 + 2P 2PX3 P=As, Sb o Bi 5X2 + 2P 2PX5 No con I2 X2 + H2S S + 2HS X’2 + 2X- 2X’- + X2

Óxidos y oxoácidos de halógenos Los halógenos forman varios óxidos que son agentes oxidantes poderosos y ácidos en agua. En todos los oxiácidos el H está enlazado a un O. Las disoluciones concentradas de estos ácidos son agentes oxidantes fuertes. El poder oxidante disminuye al aumentar el número de átomos de oxígeno. 0 -1 +1 X2 + H2O  HX + HOX (X=Cl, Br, I) ác. Halhídrico ác. hipohaloso

REACTIVIDAD Los halógenos libres reaccionan con la mayoría de metales y no metales para formar muchos compuestos iónicos y covalentes. Ejemplo: Todos los metales del grupo IA reaccionan con todos los halógenos para formar compuestos binarios iónicos simples. Forman compuestos como haluros metálicos y no metálicos, óxidos y oxoácidos de halógenos.

Reacciones de F2 son las mas vigorosas, que oxida a la otra especie a sus estados de oxidación más altos posibles. El yodo habitualmente no oxida a las sustancias a altos estados de oxidación.

Haluros y anhídridos Un haluro es un compuesto binario en el cual una parte es un átomo halógeno y la otra es un elemento o radical que es menos electronegativo que el halógeno. Según el átomo halógeno que forma el haluro éste puede ser un fluoruro, cloruro, bromuro o yoduro.

Todos los metales del Grupo 1 forman haluros con los halógenos, los cuáles son sólidos blancos. Los haluros metálicos son utilizados en lámparas de descarga de alta intensidad, llamadas también lámparas de haluro metálico, como las que se utilizan actualmente en el alumbrado público.

Se pueden preparar de dos maneras: Combinar el halógeno y el metal para dar el ión del metal con el número de oxidación mas alto 2Fe + 3Cl2= 2FeCl3 O combinar el metal y el halogenuro del hidrogeno Fe+ 2HCl= FeCl2 + H2

Buscar densidad de los halogenos y punto de fusión Los elementos flúor, cloro, bromo, yodo y astato: Poseen afinidad por el hidrógeno, formando los llamados hidrácidos. Cada elemento posee una órbita de electrones externa con siete electrones. Los halógenos pueden reaccionar con iones metálicos para formar sales iónicas (como el NaCL o sal de mesa), con el hidrógeno para formar ácidos fuertes (que incluyen el HF, ácido fluorhídrico) o con otros átomos del mismo elemento para formar moléculas diatómicas (como el Cl2 o gas clorado). Buscar densidad de los halogenos y punto de fusión

Flúor El flúor es el más electronegativo de todos los elementos. Adopta en sus compuestos el estado de oxidación -1. Los enlaces iónicos entre el flúor y los iones metálicos y la mayor parte de los enlaces covalentes entre el flúor y otros átomos no metálicos son fuertes. El flúor es el elemento más reactivo del grupo 17 (Eº = 2.866 V). Es el elemento que presenta mayor tendencia a ganar electrones, y por consiguiente, el que se reduce más fácilmente.

La fuente principal de flúor es el CaF2, insoluble y que se encuentra en depósitos sedimentarios (fluorita). Algunos otros compuestos de esta naturaleza son Na3AlF6 (criolita) y fluorapatito.

El cloro (Cl2 )

Abundancia El cloro es el undécimo elemento más abundante en la litosfera. El cloro es muy abundante en la naturaleza; hay más cloro (0,19%) que carbono (0,08%) en la corteza terrestre. Casi todo este cloro se encuentra en forma combinada: la sal de los océanos y las gruesas capas que hay en todo el mundo contienen el sesenta por ciento del cloro, el resto es sodio. Las fuentes de cloro están estrechamente relacionadas con las de Na y K: sal de roca (NaCl), silvita (KCl) y carnalita (KCl. MgCl2. 6H2O).

Extracción Por ser muy activo químicamente, no se encuentra libre en la naturaleza. Su compuesto más abundante es el NaCl.

Usos 1. Producción de compuestos orgánicos por cloración y/o oxocloración empleando CuCl2 como catalizador (70 % de la producción mundial de cloro). 2. Como blanqueador (papel, pulpa, textiles) y desinfección de aguas de acueducto y piscinas, así como en el control y tratamiento de residuales (20 %). 3. En la producción de compuestos inorgánicos tales como HCl, ClO2, HOCl, NaClO3 y otros haluros (10 %). 4. también, se usa en la industria de los plásticos

Medicinas Más del 80 % de todos los medicamentos y vitaminas sintéticas, se elaboran con cloro y en un 30 % de los mismos, el cloro forma parte indispensable de ellos. Desinfectantes El cloro se emplea como un desinfectante barato y fiable en piscinas y agua potable, sobre todo en el tercer mundo. Plásticos El cloro se utiliza para fabricar plásticos con grandes aplicaciones, tales como PVC y PVDC. Son importantes los compuestos orgánicos: 1,2- dicloroetileno y cloruro de vinilo para la industria de polímeros. Catalizadores Por ejemplo, FeCl2, FeCl3, AlCl3. El cloro se utiliza para fabricar catalizadores para la obtención de cadenas de polietileno (HDPE, LLDPE) y polipropileno (PP) de alta y baja densidad.

Productos intermedios El cloro es un compuesto intermedio en los procesos de fabricación de poliuretanos (PU para colchones), policarbonatos (PC para CDs, ventanillas de avión y en muchos utensilios de cocina resistentes al calor), carboximetilcelulosa (CMC utilizado como absorbente en servilletas), epoxi (pinturas y colas), siliconas (obturantes muy resistentes, cauchos, lubricantes), teflón (cocción), etc. Disolventes El cloro se utiliza en los disolventes no inflamables, para desengrasar y limpiar en seco. Decoloración El cloro se emplea en la industria papelera y del algodón, para el blanqueo de la pasta. Metalurgia El cloro se utiliza en metalurgia para fabricar titanio (cohetes), aluminio, magnesio, níquel (acero inoxidable) y silicio en forma muy pura. Explosivos Ácido perclórico (HClO4) se emplea en la industria de explosivos. Destructivo de la capa de ozono Como los clorofluorocarburos (CFCs) contribuyen a la destrucción de la capa de ozono. Pesticidas Por ejemplo, el hexaclorobenceno (HCB), el para-diclorodifeniltricloroetano (DDT), el toxafeno, etcétera.

Propiedades Propiedades físicas Es un gas de color amarillo verdoso. Tiene olor fuerte, penetrante e irritante. Puede ser licuado con más facilidad que otros gases (a la presión de 6,8 atmósferas y a 20ºC). Es más pesado que el aire. Es soluble en el agua; su solución se conoce corno “agua de cloro.

Propiedades químicas. Su molécula es diatómica: Cl2 Es extremadamente reactivo. Por la variabilidad de sus valencias (-1, +1, +3, +5, +7) produce reacciones de oxidación y reducción. (En el HCI se reduce y en el HCIO se oxida). Con excepción del flúor, es el más activo de los no metales; se combina con muchos elementos metálicos formando cloruros. En las reacciones químicas que producen calor y luz, demuestra que, al igual que el oxígeno, es comburente por favorecer, la combustión (es un gran oxidante).

Precauciones Corrosivo para los ojos, piel y sistema respiratorio. El Cloro es un gas muy tóxico. Se está indicando que lo rotulado con este pictograma lo contiene en alguna forma, y lo hace peligroso. El cloro, por sí mismo, no es inflamable, pero puede reaccionar explosivamente o formar parte de un compuesto explosivo con otras sustancias químicas como la trementina y el amoníaco. Una concentración de 2,5 mg/l en el aire causa la muerte en pocos minutos. Se puede detectar por el olor a concentraciones que no son peligrosas.

BROMO (Br2 )

CARACTERISTICAS numero atómico 35 El bromo a temperatura ambiente es un liquido rojo, volátil y denso. -Único elemento no metalico que se encuentra en estado líquido a temperatura ambiente. -No es un elemento de importancia industrial por su precio mayor al del cloro -Se parece químicamente al cloro, pero es menos reactivo; algunas reacciones son más violentas que las del cloro por estar en estado líquido y al haber mayor aglomeración molecular -Isótopos En la naturaleza se encuentran dos 79Br y 81Br, los dos con una abundancia de cerca del 50% .-no es muy soluble en agua y se disuelve mejor en disolventes no polares como el, CS2, o CCl4. -Reacciona fácilmente con muchos elementos y tiene un fuerte efecto blanqueante -Es altamente corrosivo para los metales ferrosos

COMPUESTOS El BrO3F (fluoruro de perbromilo)es un agente inestable y muy reactivo que destruye hasta el teflón. Forma compuestos con otros halógenos (interhalógenos). Por ejemplo, BrF5, BrF3, IBr 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, compuestos orgánicos bromados, El 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,

Yodo Elemento no metálico, símbolo I, número atómico 53, masa atómica relativa 126.904, el más pesado de los halógenos 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.

BIBLIOGRAFÍA Petrucci and Hardwood. “Química General”, Octava Edición, Prentice Hall. 2003 K.W. Whitten y col., “Química General”, Quinta Edición, McGraw-Hill, 1998 R. Chang, “Química”, Sexta Edición, McGraw-Hill, 1999 Silberberg, “Química”, McGraw-Hill, 2002 M. Paraira, “Introducción a la formulación y nomenclatura química inorgánica-orgánica” Vicens-Vives, 1995 Diversas webs de internet.