Grupo 16. INTRODUCCIÓN El S, Se, Te, Po poseen electronegatividades más bajas que el oxígeno, esta va decreciendo a medida que se desciende en el grupo.

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1 Grupo 16

2 INTRODUCCIÓN El S, Se, Te, Po poseen electronegatividades más bajas que el oxígeno, esta va decreciendo a medida que se desciende en el grupo. La valencia no se limita al valor de 2, pudiéndose utilizar orbitales d en la formación de más de cuatro enlaces. Aparición de algunas propiedades de tipo metálico en el Te y Po. Así, los óxidos MO 2 son iónicos y reaccionan con HCl para formar cloruros. Los hidruros son gases muy venenosos con olores nauseabundos.

3 El oxígeno se halla en la naturaleza siendo el elemento más abundante de la tierra con un 50,5% en masa de la corteza, encontrándose en el aire y combinado con hidrógeno para producir agua. También se encuentra formando óxidos, hidróxidos y algunas sales. Por su parte, el azufre también se muestra en cantidad en estado elemental y combinado formando compuestos. El selenio y el telurio se hallan libres y combinados, no obstante con menos abundancia que los elementos anteriores. En último lugar, tenemos al polonio, el cual es un elemento radiactivo que se halla difícilmente en la naturaleza, generalmente en forma de sales. En cuanto a su configuración electrónica, poseen cinco electrones en su nivel energético más externo y presentan la siguiente configuración electrónica: ns 2 np 4 (2 electrones s y 4 electrones p), exhibiendo los siguientes estados de oxidación: - 2, +2, +4 y +6; los dos últimos se debe a la existencia de orbitales d a partir del azufre.

4 El oxígeno (O2) es un gas incoloro e inodoro que condensa en un líquido azul pálido. Debido a que es una molécula de pequeña masa y apolar tiene puntos de fusión y ebullición muy bajos. El gas no arde, pero si mantiene la combustión. Es uno de los elementos más abundantes tanto en el cuerpo humano como en el planeta ya que supone el 21 % de la atmósfera (78% N2). En la corteza terrestre constituye el 46 % de la hidrosfera. OXÍGENO

5 Propiedades Físicas y Químicas Descripción NombreOxígenoSímboloO Número atómico8Peso atómico15,9994 Propiedades ElectrónicasPropiedades Físicas Valencia-2 Densidad (g/ml) 1,14 Electronegatividad3,5 Punto de ebullición ºC -183 Radio covalente0,73 Punto de fusión ºC -218,8 Radio iónico (estado de oxidación) 1,40 (-2) Radio atómico1.40 Å Estructura atómica1s 2 2s 2 2p 4 Potencial primero de ionización (eV) 1313,9 kJ/molkJ/mol El oxígeno tiene tres isótopos estables y diez radioactivos. Todos sus isótopos radioactivos tienen un periodo de semidesintegración de menos de tres minutos. Isótopos 16-O (99,762%), 17-O (0,038%) y 18-O(0,200%).

6 Obtención La principal fuente de obtención es la separación del aire por licuefacción. Un método común es la descomposición térmica de clorato de potasio (KClO3) con dióxido de manganeso agregado como catalizador: Otro método es la descomposición catalítica del peróxido de hidrógeno acuoso agregando como catalizador dióxido de manganeso: Desde el punto de vista Industrial, pueden seguirse dos procedimientos para la obtención del oxígeno: La electrólisis del agua. la destilación fraccionada del aire.

7 Compuestos del Oxigeno Su alta electronegatividad le hace reaccionar con casi cualquier elemento químico exceptuando los pocos gases nobles, formando: Óxidos: 1. La mayoría de los óxidos no metálicos se combinan con el agua para formar oxácidos. Por ejemplo: el dióxido de azufre (SO2) se disuelve en agua para formar ácido sulfuroso (H2SO3). SO2(g) + H2O(ac)  H2SO3(ac). 2. Los óxidos iónicos que se disuelven en agua reaccionan para formar hidróxidos: BaO (s) + H2O (l)  Ba(OH)2 (ac) Fluoruros de oxígeno 1. Difluoruro de oxígeno (OF2): se prepara haciendo pasar rápidamente fluor por una solución al 2% de NaOH, por electrolisis de soluciones acuosas de HF-KF, o por acción de F2 sobre KF húmedo. 2. Difluoruro de dioxígeno (O2F2): se obtiene de descargas eléctricas sobre mezclas de O2 y F2:

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9 Aplicaciones Las principales aplicaciones del oxígeno en orden de importancia son: 1) Fundición, refinación y fabricación de acero y otros metales; 2) Manufactura de productos químicos por oxidación controlada; 3) Propulsión de cohetes 4) Apoyo a la vida biológica y medicina 5) Minería, producción y fabricación de productos de piedra y vidrio. Peróxidos Se utiliza en la fabricación de otros productos químicos (30%) y de productos de limpieza (20%) Su principal uso es como oxidante, en especial, como agente blanqueante de pasta de papel y textiles (30%) Se utiliza como germicida Blanquearte de pinturas. En el laboratorio se usa en la oxidación de azufre, nitrógeno y yoduros.

10 Superóxidos Se utilizan como fuente de oxígeno en mascaras que se emplean para trabajos de rescate. Ozono Sí es muy utilizado en la industria farmeacéutica y en la preparación de compuestos orgánicos donde el ozono rompe los dobles enlaces carbono. Se usa en ciertas ocasiones para el tratamiento de agua domestica en lugar del cloro, eliminando de esta forma microorganismos como bacterias. Para oxidar materia orgánica. Fluoruros de oxígeno Han sido bastante estudiados como oxidantes potenciales de los combustibles para cohetes. Ácidos carboxílicos Son de uso común en productos de consumo también en la manufactura de polímeros para elaborar fibras, películas y pinturas.

11 AZUFRE

12 Azufre, elemento propenso a formar cadenas. Suelen ser cadenas de átomos de azufre con otro elemento o grupos de elementos en cada extremo. HS-S n -SHClS-S n -SCl Polisulfuros de Dicloruros de Poliazufre Hidrogeno n puede ocupar cualquier valor entre 0 y 20 Alótropo mas común y mas estable es el S 8, ciclooctazufre. Arriba de 95⁰C éste alótropo cristaliza formando cristales aciculares.

13 FUENTES DE AZUFRE El azufre elemental se encuentra en grandes depósitos subterráneos en E.U.A, México y Polonia. Proceso Frasch. Diseñada por un científico canadiense llamado Herman Frasch.

14 Proceso Claus. Producción de azufre elemental a partir del sulfuro de hidrogeno del gas natural.

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16 Óxidos de azufre. Dióxido de azufre (SO 2 ) Óxido común del azufre. Incoloro, denso y tóxico. Reacción en la lengua: Sabor ácido: Lluvia ácida USOS: 1)Blanqueador y conservador. (frutas) 2)Suprimir el crecimiento de levadura y bacterias naturales durante el proceso de elaboración del vino. 3)Buen reductor.

17 Trióxido de azufre. Liquido incoloro a temperatura ambiente. Muy ácido y reacciona con el agua para formar ácido sulfúrico. Ácido Sulfúrico Líquido denso y aceitoso. Obtención industrial:

18 Para producir sulfato de amonio: Aplicaciones:. Reactivo y medio disolvente para los procesos de síntesis orgánica. Disolvente de muestras tales como metales, óxidos metálicos y compuestos orgánicos. Fabricación de fertilizantes, pinturas, pigmentos y explosivos. En la industria textil se emplea para el proceso de blanqueo y la eliminación de impurezas metálicas en telas. Refinamiento del crudo de petróleo. Electrólito (sustancia que se usa como fuente de iones) en pilas y baterías, muy comúnmente usado en las baterías de los automóviles. Agente desecante, principalmente de sustancias gaseosas, en los laboratorios de síntesis.

19 Sulfitos Blanqueador en el proceso Kraff para la producción de papel. Fabricación de tiosulfato de sodio. Sistema de almacenamiento de calor. Titulaciones redox. Conservador de frutas. Tetrationato. Revelado fotográfico.

20 Sulfatos. Sulfato de calcio En la naturaleza se encuentra en forma de yeso (sulfato de calcio dihidratado CaSO4 2H2O ). Por calentamiento a 150ºC éste se transforma en el hemidrato CaSO4 ½ H2O, denominado yeso cocido o yeso mate. -Joyería - Industria de la construcción Sulfato de plomo (II) Baterías eléctricas. Sulfato de Bario Exámenes radiológicos del tracto intestinal. Sulfato de Aluminio. Purificación del agua potable. Sulfato de cobre Fungicida y alguicida. Sulfato de sodio. Fabricación de vidrio, detergentes. Solubles.

21 Otras compuestos con azufre… C-S-O Factor lacrimógeno. Vulcanización del caucho. Cebolla, ajo y zorrillo. Etanotiol: Metionina y cisteína. Vitamina B1 (Tiamina) Coenzima biotina. Penicilina. Cefalosporina. Sulfanilamida.

22 SELENIO ABUNDANCIA Selenio: Es un elemento raro, no forma más que un 10ˉ⁷ en peso de la corteza terrestre. ISÓTOPOS EN LA NATURALEZA Entre el Se ⁷⁴y el Se⁸², con predominio del Se⁸⁰ 2 formas alotrópicas en estado sólido y 3 en estado líquido. El selenio líquido es de color pardo al ser enfriado se deposita en cristales rojos, estos cristales son metaestables reposo se convierten en una forma gris de aspecto metálico, la cual es fotoconductora.

23 OBTENCIÓN No existen yacimientos de selenio en forma de minerales; la cantidad que se produce en el mundo se obtiene como subproducto de la elaboración de los minerales sulfatados, particularmente minerales de cobre. Se presenta formando seleniuros como impurezas de muchos sulfuros metálicos. Cuando los minerales sulfatados contaminados con selenio arden por calentamiento en el aire, lo primero que sucede es que el sulfuro se convierte en dióxido de azufre y parte del seleniuro se transforma en dióxido de selenio: Se reduce muy fácilmente Y el seleniuro finamente dividido que se forma de esta manera puede separarse de la corriente de los gases de los hornos mediante un precipitador electrostático.

24 SímboloSe Número Atómico34 Masa Atómica78,96 Estructura electrónica[Ar] 3d 10 4s 2 4p 4 Números de oxidación-2, +4, +6 Electronegatividad2,55 Energía de ionización (kJ.mol -1 )941 Afinidad electrónica (kJ.mol -1 )195 Radio atómico (pm)119 Radio iónico (pm) (carga del ion) 198(-2), 69(+4) Entalpía de fusión (kJ.mol -1 )5,1 Entalpía de vaporización (kJ.mol -1 ) 26,32 Punto de Fusión (ºC)221 Punto de Ebullición (ºC)685 Densidad (kg/m 3 )4792 (gris); (20 ºC) Volumen atómico (cm 3 /mol)16,48 ColorGris.

25 COMPUESTOS H ₂Se. Extremadamente venenoso, con olor repugnante. Halogenuros: SeF₄. Similar al SF₄ pero más fácil de manipular, tiene ventajas como agente de fluoración. Dióxidos: SeO₂. Líquido blanco vólatil. Ácido selénico: H₂SeO₃. Es un fuerte agente oxidante. Se obtiene por la oxidación de los selenitos:

26 APLICACIONES  Aditivo de vidrio: La adición de seleniuro de cadmio, CdSe, a una mezcla de vidrio produce un color rojo rubí.  Xerografía: Duplicación de documentos lo convirtió en un elemento importante. La xerografía es posible por las singulares propiedades fotoconductoras del selenio. El corazón de una fotocopiador (y de una impresora láser) es un cilindro recubierto por con selenio.  Es indispensable para la salud: se utiliza en enzimas y en aminoácidos con la selenometinina. Los compuestos de selenio descomponen los peróxidos que dañarían al citoplasma de las células. Lo malo es que este elemento exhibe un intervalo de tolerancia muy estrecho (concentraciones de más de 5 ppm causan envenenamiento crónico).

27 TELURIO

28 Teluro, deriva de la palabra latina "tellus" que significa tierra. El telurio es el primer elemento que puede experimentar la desintegración alfa, siendo esta una desintegración radiactiva donde un núcleo atómico emite una partícula alfa y se transforma en un núcleo con 4 unidades menos de número másico y dos unidades menos de número atómico. Grupo de los metaloides se encuentra aislado en la naturaleza y se clasifica en el grupo de los anfígenos o calcógenos. Sistema Cristalino / Estructura: Hexagonal. Alotrópica, cristalina y amorfa.

29 Composición química Te Se encuentra en estado puro o combinado con oro, plata, cobre, plomo y niquel en minerales como telururo de silvanita(teluro gráfico), nagiagita(teluro negro) y otros telururos de plata y oro (calaverita). Las principales fuentes comerciales se encuentran en los fangos de las refinerías de Pb y Cu, en la recuperación de los polvos de telururo de oro en las chimeneas de los hornos y la reducción del óxido telúrico; generalmente se extrae, con ácido sulfúrico (tostación sulfatante) de los iodos anódicos generados en la metalurgía, a una temperatura de 150 a 300 o C. Te + 2H 2 SO 4 → TeO 2 +2SO 2 +2H 2 O 2AuTeO 2 +2H 2 SO 4 → 2Au+2TeO 3 +2SO 2 +2H 2 O Cu 2 Te+6H 2 SO 4 → 2CuSO 4 +TeO 2 +4SO 2 +6H 2 O Manejando una pureza del 99.5%

30 El teluro es un elemento relativamente estable, insoluble en agua y ácido clorhídrico, pero soluble en el ácido nítrico y agua regia. Compuestos del teluro: Se trata de telururo de hidrógeno (H 2 Te) en disoluciones acuosas, del ácido teluroso(H 2 TeO 3 ) y de su anhídrido(TeO 2 ) sólidos blancos, del ácido telúrico(H 2 TeO 4 ) cristales incoloros y de su anhídrido(TeO 3 ) sólido anaranjado.

31 Usos Una gran cantidad en la producción del teluro, se usa en la industria de los semiconductores, manufactura de instrumentos, la industria química y metalúrgica. El teluro pulverizado, se usa en la manufactura del caucho para acelerar la vulcanización e incrementar con esto su resistencia. La adicción de pequeñas cantidades de teluro en los metales, aumenta la dureza y la resistencia a la corrosión. Además de usarse como aleaciones en los componentes de vidrio, son también usados como colorantes de los mismos ya que le proporcionan un color café a estos vidrios o cristales. Algunos isótopos del teluro, se usan en medicina y en el tratamiento de enfermedades de la glándula tiroides.

32 POLONIO

33 El polonio es un elemento químico radioactivo presente en la naturaleza. En 1898 Pierre y Marie Curie lo extrajeron por primera vez de la pechblenda o uranita. Hay 27 isótopos de polonio, con un número de masa atómica desde el 192 hasta el 218. El polonio 210 es el único que está disponible en la naturaleza y es muy difícil de manejar. Todos los isotopos de polonio son radiactivos y de vida media corta excepto los tres emisores alfa, 208 Po (2.9 años), 209 Po (100 años) y 210 Po (138.4 días). Un miligramo de 210 Po emite tantas partículas alfa como 5 g de radio. Está presente en los cigarrillos y se emplea en algunas técnicas de fotografía.

34 La mayor parte del estudio del polonio se ha realizado usando 210 Po, donado por Marie Curie del cual pesa 222.2 microgramos. El polonio es más metálico que su homólogo inferior, el telurio. Como metal, es químicamente parecido al telurio y forma los compuestos rojo brillante SPoO 3 y SePoO 3. El metal es blando y sus propiedades físicas se asemejan a las del talio, plomo y bismuto. Las valencias 2 y 4 están bien establecidas; hay algunas evidencias de hexavalencia. Se conocen dos formas del dióxido: a baja temperatura, amarillo, cúbico centrado en las caras (tipo UO 2 ), y a alta temperatura, rojo, tetragonal. Los halogenuros son covalentes, compuestos volátiles, y se asemejan a los del telurio.

35 OBTENCIÓN Se puede aislar de los minerales de U y Th en una proporción de 100 mg por tonelada El isótopo 210 Po es el penúltimo miembro en la serie del decaimiento del radio Cuando el bismuto natural es bombardeado con neutrones se puede obtener polonio 210 en reactores nucleares.

36 usos Producción de fuentes de neutrones Eliminadores de estática Cuando está incorporado en la aleación de los electrodos de las bujías, se dice que favorece las propiedades refrigerantes en los motores de combustión interna Fuente ligera de calor para dar energía a las células termoeléctricas de algunos satélites artificiales y sondas lunares

37 propiedades GRUPO 17:HALOGENOS

38 Propiedades Existen como moléculas diatónicas que contienen enlaces covalentes sencillos: X 2 (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.

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40 Reacciones de los halógenos Reacción generalNotas nX 2 + 2M  2MX n Con mayoría de metales X 2 + nX’ 2  2XX’ n Formacion interhalógenos (n=1, 3, 5, ó 7); X>X’ X 2 + H 2  2 HX 3X 2 + 2P  2PX 3 P=As, Sb o Bi 5X 2 + 2P  2PX 5 No con I 2 X 2 + H 2 S  S + 2HS X’ 2 + 2X-  2X’- + X 2

41 Haluros de hidrógeno También conocidos como ácidos halhídricos. X 2 + H 2  2 HX Reacción con F 2 para producir HF es explosiva y muy peligrosa. Reacciones con Cl 2 y Br 2 fotoquímicas. Reacción con I 2 muy lenta, incluso a altas temperaturas e iluminación. Todos los haluros de hidrógeno reaccionan con H 2 O para producir ácidos halhídricos. H 2 O + HX  H 3 O + + X _

42 Óxidos y oxoácidos de halógenos En todos los oxácidos el H está enlazado a un O. Las disoluciones concentradas de estos ácidos son agentes oxidantes fuertes. Los halógenos forman varios óxidos que son agentes oxidantes poderosos y ácidos en agua. El poder oxidante disminuye al aumentar el número de átomos de oxígeno. X 2 + H 2 O  HX + HOX (X=Cl, Br, I) ác. Halhídrico ác. hipohaloso

43 Actúan como agentes oxidantes en la mayoría de sus reacciones. F 2 (g) + 2X _ (ac)  2 F _ (ac) + X 2 La capacidad oxidante de los X 2 disminuye al bajar en el grupo. en el grupo. Reacciones de F 2 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.

44 Haluros de halógenos También conocidos como compuestos interhalógenos. Los halógenos reaccionan exotérmicamente 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. 3H 2 O(l) + BrF 5  5HF(g) + HBrO 3 (ac)

45 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.

46 La fuente principal de flúor es el CaF 2, insoluble y que se encuentra en depósitos sedimentarios (fluorita). Algunos otros compuestos de esta naturaleza son Na 3 AlF 6 (criolita) y fluorapatito.

47 En 1886, Henri Moissan preparó flúor por electrólisis de una disolución de KF en HF(l) utilizando una celda electrolítica. Electrólisis 2 HF H 2(g) + F 2(g) KF-2HF(l) El flúor estabiliza los estados de oxidación altos: IF 7, PtF 6, BiF 5, KAgF 4. La mayor parte de los compuestos interhalogenados son muy reactivos. Por ejemplo, el ClF 3 y el BrF 3, reaccionan de forma explosiva con el agua, los materiales orgánicos y algunos inorgánicos.

48 aplicaciones Na 3 AlF 6 - Obtención de aluminio BF 3 - Catalizador CaF 2 - Componentes ópticos, obtención de HF, fundente metalúrgico ClF 3 - Fluoración, reprocesado de combustibles nucleares HF - Obtención de F 2, AlF 3, Na 3 AlF 6 y fluorocarbonos. LiF Obtención de cerámica, soldadura NaF - Fluoración de aguas, profilaxis dental, insecticida SF 6 - Gas aislante en dispositivos eléctricos de alto voltaje SnF 2 - Preparación de pastas de dientes UF 6 - Obtención de combustible de uranio para reactores nucleares Politetrafluoroetileno Plástico denominado teflón Hidroclorofluorocarbonos Refrigerantes

49 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).

50 Obtención industrial El cloro se obtiene hoy exclusivamente a partir de cloruros alcalinos por electrólisis (Electrólisis cloro-álcali). Sin embargo, existe un método usando la fusión:

51 Cloro-álcali: El cloro se obtiene principalmente (más del 95% de la producción) mediante la electrolisis de cloruro de sodio, NaCl, en disolución acuosa (salmuera), denominado proceso del cloro-álcali, en el que se producen cantidades enormes de NaOH y Cl2. En el ánodo: 2Cl- (ac) --  Cl2 (g) + 2 e- En el cátodo: 2H2O(l) +2e- --  2[OH]-(ac)+ H2 (g)

52 Obtención de cloro en el laboratorio En el laboratorio se prepara comúnmente por acción de un agente oxidante (MnO2, KMnO4, PbO2, KClO3 o HNO3) sobre HCl concentrado o sobre NaCl + H2SO4.

53 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, y otros haluros (10 %). 4. también, se usa en la industria de los plásticos

54 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.

55 BROMO

56 Abundancia y obtención - La mayor parte del bromo se encuentra en el mar en forma de bromuro, Br -. - El bromo molecular, Br 2 se obtiene a partir de las salmueras, mediante la oxidación del bromuro con cloro, 2Br - + Cl 2 → Br 2 + 2Cl - Es necesario emplear un proceso de destilación para separarlo del Cl 2.. Las aguas del mar muerto son ricas en bromuro de potasio - Se producen en el mundo 500 millones de kilogramos de bromo por año Estados Unidos e Israel son los principales productores

57 COMPUESTOS El BrO 3 F (fluoruro de perbromilo)es un agente inestable y muy reactivo que destruye hasta el teflón. Forma compuestos con otros halógenos (interhalógenos). Por ejemplo, BrF 5, BrF 3, IBr reacciona explosivamente con casi todas las sustancias muy similar en reactividad al ClF 3 capaz de hacer arder a las sustancias utilizadas como extintores, el agua, vidrio, óxidos, compuestos orgánicos bromados, El bromuro de metilo, CH 3 Br, 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,

58 APLICACIONES -El bromo molecular se emplea en la fabricación de compuestos usados en la industria y en la agricultura. - La mayor aplicación del bromo ha sido para la producción de 1,2-dibromoetileno que se empleaba como aditivo en las gasolinas que tenían como antidetonante tetra etilo de plomo. El bromo se emplea en la fabricación de productos de fumigación, agentes ininflamables, productos para la purificación de aguas, colorantes, bromuros empleados en fotografía (, AgBr), desinfectantes, insecticidas, etcétera. Una moderna aplicación en USA es la batería Bromo/Cinc que se emplea para grandes cantidades de corriente. Tiene el inconveniente de que usa bromo, muy tóxico.

59 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.

60 La química del yodo, como la de los otros halógenos, se ve dominada por la facilidad con la que el átomo adquiere un electrón para formar el ion yoduro, I -, o un solo enlace covalente –I, y por la formación, con elementos más electronegativos, de compuestos en que el estado de oxidación formal del yodo es +1, +3, +5 o +7. El yodo es más electropositivo que los otros halógenos y sus propiedades se modulan por: la debilidad relativa de los enlaces covalentes entre el yodo y elementos más electropositivos; los tamaños grandes del átomo de yodo y del ion yoduro, lo cual reduce las entalpías de la red cristalina y de disolución de los yoduros

61 Fuentes de obtención Aunque rara vez en alta concentración y nunca en forma elemental. A pesar de la baja concentración del yodo en el agua marina, ciertas especies de algas pueden extraer y acumular el elemento. En la forma de yodato de calcio El yodo se encuentra en los mantos de caliche, también se encuentra como ion yoduro en algunas salmueras de pozos de petróleo.

62 Compuestos El yodo diatómico (I 2 ) en una disolución de yoduro (I - ) forma poli yoduros como el triyoduro, I 3 -, o el pentayoduro, I 5 -. También forma compuestos con otros haluros, por ejemplo el IF 8 -. En disolución acuosa puede presentar diferentes estados de oxidación. Los más representativos son el -1, con los yoduros, el +5 formando yodatos, y el +7, peryodatos (oxidante fuerte).

63 El yoduro de hidrógeno (HI), se puede obtener por síntesis directa con yodo molecular e hidrógeno molecular, o bien con yodo molecular y un reductor. Los yodatos (IO 3 - pueden obtenerse a partir de yodo molecular con un oxidante fuerte). Algunos yoduros de metales pueden obtenerse por síntesis directa, por ejemplo: Fe + I 2 → FeI 2 Y a partir de éste pueden obtenerse otros por sustitución.

64 ASTATO 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. El ástato es un elemento muy inestable, que existe sólo en formas radiactivas de vida corta. Se han preparado unos 25 isótopos mediante reacciones nucleares de transmutación artificial. El isótopo con mayor tiempo de vida es el 210At, el cual decae en un tiempo de vida media de sólo 8.3 h.

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