Inmaculada García Romero Laura Cordero Limón laura_cord88@hotmail.com Inmaculada García Romero la_rubyg@hotmail.com Mª Dolores Limón García mdlimgar@upo.es Aarón Gallardo Sánchez nolaquen_sombradelsol@hotmail.com

ESTUDIO GENERAL DE LOS ELEMENTOS. NO METALES II Propiedades generales (físicas y químicas). Gases nobles Halógenos Realizado por: Laura Cordero Limón Inmaculada García Romero Mª Dolores Limón García Aarón Gallardo Sánchez

1. NO METALES

1.1 Situación de no metales en tabla periódica Los no metales son más electronegativos que los metales. La electronegatividad de los elementos aumenta de izquierda a derecha a lo largo de cualquier periodo y de abajo hacia arriba en cualquier grupo de la tabla periódica. Con excepción del hidrógeno, los no metales se concentran en la parte superior derecha de la citada tabla.

1.2 Propiedades generales Propiedades físicas Suelen tener poco peso específico, en relación con el que poseen los metales. No son dúctiles ni maleables. Carecen de brillo metálico, excepto algunos (p.e.: arsénico). Son malos conductores del calor y de la electricidad. Poseen bajo punto de fusión. A temperatura ambiente, pueden ser sólidos, líquidos ó gases.

Propiedades generales Propiedades químicas Pueden tener números de oxidación tanto positivos como negativos. Los compuestos que se forman por la combinación entre metales y no metales tienden a ser iónicos, formando un catión metálico y un anión no metálico. Tienen la tendencia a adquirir electrones y presentar una electroafinidad notablemente elevada. Sus óxidos tienen características ácidas. Forman fácilmente compuestos con el hidrógeno: Halógenos: F, Cl, Br, I. Anfígenos:O, S. Nitrogenoideos :N, P, As. Carbonoideos: C, Si. Forman aniones en solución acuosa.

2. GASES NOBLES 2.1 Propiedades. 2.2 Usos. 2.3 Compuestos. Rn

2.1 Propiedades Capa cerrada Muy poco reactivos Atracciones entre átomos débiles Monoatómicos Incoloros, inodoros e insípidos Puntos de fusión y ebullición muy bajos Existencia: atmósfera estrellas, materiales radiactivos, fuentes de gas natural

2.2 Usos Mantener ambientes seguros y constantes

Usos He Ne Ar Kr Xe Rn Llenado de globos de observación y otros Mezclas He/O2 para respirar a gran profundidad Mantener temperaturas muy bajas en Investigación (criogenia) Rótulos de neón Llenado de lámparas de incandes cencia Atmósfera inerte para soldadura, análisis químico instrumen tal (Plasma ICP) Luces de pista y de aproxima ción en aeropuertos Mezcla de Xe y Kr en tubos de flash fotográfico Radioterapia de tejidos cancerosos

2.3 Compuestos Xe,Kr,Ar,Ne Condiciones Características Gas noble fácilmente ionizable Átomos muy electronegativos (F, O) Características Agentes oxidantes potentes L.Pauling,N.Bartlett XeF4 XeO4 XeF2

3. Los Halógenos 3.1 Elementos que pertenecen a este grupo. 3.2 Propiedades. 3.3 Obtención y aplicaciones de los halógenos. 3.4 Reactividad.

3.1 Elementos que pertenecen a este grupo 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). HALÓGENOS

3.2 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

3.3 Obtención y aplicaciones Flúor (F). Existe en grandes cantidades en el mineral fluoroespato o fluorita, CaF2 y es de este mineral de donde se obtiene principalmente. Se usa como agente fluorante, en refrigerantes, insecticidas, lubricantes, en plásticos (como el teflón). Presenta el siguiente aspecto: gas amarillo pálido

Obtención y aplicaciones Cloro (Cl). Existe en abundancia en NaCl, KCl, MgCl2 y CaCl2 en el agua salada y en lechos salinos. Se prepara comercialmente por electrolisis de NaCl, presente en el agua del mar. Presenta el siguiente aspecto: gas amarillo verdoso

Obtención y aplicaciones Bromo (Br). Existe principalmente como NaBr, KBr, MgBr2 y CaBr2 en el agua del mar, salmueras subterráneas y lechos salinos. Se usa en la producción de bromuro de plata, AgBr, para lentes sensibles a la luz y películas fotográficas. Presenta el siguiente aspecto: líquido rojo oscuro

Obtención y aplicaciones Yodo (I). Puede obtenerse de algas o mariscos desecados o de las impurezas de NaIO3 (Salitre). Está contenido en la hormona reguladora del crecimiento tiroxina y la sal de mesa “yodurada” contiene un 0,02 % de KI. También se usa como antiséptico y germicida en forma de tintura de yodo, una disolución en alcohol. Presenta el siguiente aspecto: sólido cristalino negro-violeta

Obtención y aplicaciones Astato (At). Es el halógeno más pesado. Es un elemento producido artificialmente del que sólo se conocen isótopos radiactivos de vida corta. Es muy poco usado, aplicaciones no considerables. Posee apariencia metálica.

3.4 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.

Actúan como agentes oxidantes en la mayoría de sus reacciones. F2(g) + 2X_(ac) 2 F_(ac) + X2 0 t -1 t’>t La capacidad oxidante de los X2 disminuye al bajar en el grupo. La capacidad reductora del X_aumenta al bajar en el grupo.

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.

3.4.1 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

3.4.2 Haluros de hidrógeno También conocidos como ácidos halhídricos. X2 + H2 2 HX Reacción con F2 para producir HF es explosiva y muy peligrosa. Reacciones con Cl2 y Br2 fotoquímicas. Reacción con I2 muy lenta, incluso a altas temperaturas e iluminación. Todos los haluros de hidrógeno reaccionan con H2O para producir ácidos halhídricos. H2O + HX  H3O+ + X_

3H2O(l) + BrF5  5HF(g) + HBrO3(ac) 3.4.3 Haluros de halógenos También conocidos como compuestos interhalógenos. Los halógenos reaccionan exotermicamente con otros para formar varios compuestos interhalógenos, de formula general XYn (n=3, 5, 7). Los miembros grandes (X) usan los orbitales d para expandir sus capas de valencia. Átomo central con la menor electronegatividad y un estado de oxidación positivo. Poderosos agentes fluorantes. Reacciones con agua prácticamente explosiva, produciéndose HF y un oxiácido cuyo halógeno central tiene l mismo estado de oxidación. 3H2O(l) + BrF5  5HF(g) + HBrO3(ac) +5 +5

3.4.4 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

X2 + 2NaOH  NaX + NaOX +H2O (X=Cl, Br, I) Las fuerzas relativas de los oxiacidos de los halógenos dependen de dos factores: La EN del halógeno y el estado de oxidación del halógeno. El único oxoácido de flúor que se ha preparado es HOF (ácido hiposulfuroso). Es muy inestable. Formación de sales hipohalito: halógeno + base diluida fría X2 + 2NaOH  NaX + NaOX +H2O (X=Cl, Br, I) haluro sódico hipohalito sódico

Los hipohalitos se utilizan como agentes blanqueantes o desinfectante: Ej: Cl2 reacciona con H2 para formar HCl y HOCl. El ácido hipocloroso se descompone luego en HCl y radicales O (agentes oxidantes muy fuertes) que matan a las bacterias. Los ác. Fluoroso y yodoso aparentemente no existen.

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.