HALOGENOS

1. HALOGENOS PROFESOR JOSE AVILA

2. CARACTERISTICAS GENERALES • El yodo se obtiene por reducción de yodatos, • que existen naturalmente: • 2 IO3-(ac) + 5 HSO3-(ac) 3 HSO4-(ac) + 2 SO42-(ac) + H2O + I2(s) • El astato no se encuentra en la naturaleza, todos los isótopos radiactivos. El más estable 210At, vida media de 8,3 h. • F y Cl los más abundantes. • CaF2 (fluorita) y Na3AlF6 (criolita). • Se preparan por electrólisis: • F: KHF2 o (KHF2 + HF) • Cl: NaCl • ambos son agentes muy oxidantes. En agua de mar: • Cl2 + 2 Br- Br2 + 2 Cl-

3. CRONOLOGIA DE LOS HALOGENOS

5. 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.

6. Estructura cristalina del FLUOR como elemento sólido

7. Configuración electrónica

8. 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.

10. Propiedades • Es muy oxidante y forma fluoruros, que figuran entre los más estables de todos los compuestos químicos, • A temperatura ordinaria, 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), se prepara calentando fluoruro de calcio con ácido sulfúrico. • El ácido fluorhídrico es sumamente corrosivo y se conserva en plomo o acero • El ácido fluorhídrico disuelve el vidrio, por lo que se utiliza en grabado y para marcar las divisiones para los termómetros.

11. 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.

12. 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 (CF2C2 ), dentífricos (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) . • La mayor parte de los fluoruros metálicos se subliman a baja temperatura. • El hexafluoruro de uranio, el único compuesto volátil de uranio, se utiliza para la separación de los isótopos del uranio. • 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.

13. Cloro

14. 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.

15. Estructura cristalina del elemento CLORO sólido

16. Configuración electrónica

17. 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 que cristaliza en un hidrato.

18. Propiedades

19. 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 luz difusa se produce una reacción lenta pero si se combinan bajo luz solar directa se produce una explosión y se desprende una gran cantidad de calor. • El cloro tambien se combina con los compuestos hidrogenados como amoníaco y ácido sulfhídrico formando ácido clorhídrico con el hidrógeno de éstos. • Descompone muchos hidrocarburos pero si se controlan las condiciones de la reacción se consigue la sustitución parcial del hidrógeno por el cloro. • Al rojo reacciona reversiblemente con el vapor de agua formando ácido clorhídrico y liberando oxígeno: Cl2 + H2 O = 2HCl + ½O2

20. Propiedades • En frío y en presencia de la luz, reacciona lentamente con el agua dando ácido clorhídrico y ácido hipocloroso HClO, que se descompone a su vez para formar oxígeno. A ello se debe el poder oxidante del agua de cloro. • Puede formar cloruros con la mayor parte de los metales . Por ejemplo, con el sodio en frío reacciona lentamente, pero si se calienta arde con llama muy brillante formándose cloruro de sodio. • Reacciona también con el hierro y con el cobre, pero si se encuentra completamente seco no hay reacción (envases). • Si se disuelve en sustancias que proporcionen una gran concentración de iones hidroxilo se forma una mezcla de cloruro e hipoclorito. Por ejemplo con hidróxido de sodio (sosa) da una mezcla de cloruro e hipoclorito sódicos.

21. 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.

22. Preparación • En el laboratorio puede prepararse por acción de oxidantes como el dióxido de manganeso o el propio oxígeno sobre el ácido clorhídrico: 4HCl + MnO2 = MnCl2+ 2H2O+ Cl2 4HCl + O2 = 2Cl2 + 2H2O

23. METODO DE SERVAT

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

25. BROMO ESTRUCTURA CRISTALINA • 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.

26. CONFIGURACION ELECTRONICA VALORES DE LAS PROPIEDADES

27. 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 úlceras . • 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. • En presencia de álcalis, produce una mezcla de ácido bromhídrico (HBr), y ácido hipobromoso (HOBr). • Es un agente oxidante pero de menor actividad que el cloro

28. BROMO + SOLVENTE NO OXIGENADO YODO + SOLVENTE NO OXIGENADO

29. 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.

30. YODO • Descubierto en 1.811 por Bernard Courtois), un fabricante francés de nitro. • Confirmado por Charles Desormes y Nicholas Clément. Al tratar en caliente el extracto alcalino de las 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.

31. 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%.

32. CONFIGURACION ELECTRONICA VALORES DE LAS PROPIEDADES

33. 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 450ºC 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.

34. 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 + 5NaHSO3 = 3NaHSO4 + 2Na2 SO4 + H2 O + I2 • Si se evapora a sequedad y se calienta, 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 • Por desplazamiento de los yoduros con cloro.

35. IDENTIFICACION DEL YODO CON EL ALMIDON-EFECTO DE LA TEMPERATURA

36. 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

37. COMPUESTOS BINARIOS DE HALOGENOS Y OXIGENO

38. BIBLIOGRAFIA • F. A. Cotton, G. Wilkinson, C. A. Murillo, M. Bochmann, Quimica Inorganica Avanzada, 6th Ed. John Wiley & Sons, 1999. USA. • D. F. Shriver, P. W. Atkins, C. H. Langford, Inorganic Chemistry, Ed. W. H. Freeman and Co. 1990, USA. • http://www.webelements.com

39. GRACIAS