Halógenos Grupo17

1. HalógenosGrupo17 • Equipo : PlatinoIntegrantes:Cruz Reyes Víctor ManuelGutiérrez Lastiri Beatriz VirginiaHernández Ventura CristinaLópez Salazar FátimaPonce Navarrete GustavoYessenia

2. Un poco de Historia Scheele Döbereiner Henri Moissan Bertha Karlik

3. Halógeno • La palabra proviene del griego hals, “sal” y, genes “nacido”

4. Abundancia • No se encuentran en estado libre en la naturaleza. Se encuentran en forma de haluros (X¯).

5. Estados de agregación Flúor Yodo Bromo Cloro Astato

6. Propiedades físicas

7. Poder oxidante I2 Br2 Cl2 F2 E° 0.54 1.09 1.36 2.87 I- Br - Cl - F -

8. Halogenuros de hidrógeno • Se pueden formar por la combinación directa de sus elementos:H2(g) + X2(g) 2HX(g) • HX(g) +H2O H3O+(ac) + X- (ac) • HF(ac)<<HCl(ac)<HBr(ac)<HI(ac)

9. Oxoácidos de los halógenos

10. Compuestos interhalógenados • Los compuestos interhalógenados son derivados formados entre dos diferentes elementos halógeno. • Para compuestos neutros: XY, XY3, XY5 y XY7 X y Y son halógenos diferentesX es el átomo más grande de los dos

11. Cl2(g) + F2(g) 2ClF(l)Cl2(g) + 3F2(g) 2ClF3 Br2(l) + 3F2(g) 2BrF3(g)KCl(s) + 3F2(g) KF(s) + CIF3(g)KI(s) + 4F2(g) KF(s) +IF7(g) • Iones polihalogenuro: • Cationes y aniones interhalógenos ICl4 - ICl2 - I2(s) + l- (ac)I3-(ac)

12. Flúor (F) Características Generales • Número atómico: 9 • Peso molecular: 18.998 g/mol • Configuración electrónica: [He]2s22p5 • Estado de oxidación: -1 • Punto de fusión: -220ºC • Punto de ebullición: -188 ºC • Radio covalente: 71 pm • Radio iónico: 133 pm • Afinidad electrónica: -328 KJ/mol • Electronegatividad: 4.0 • Isótopos: 19F y 18F Fue descrito en 1529 por GeorgiusAgricola, formando parte CaF2.

13. El flúor es un gas amarillo pálido, formado por moléculas diatómicasF2, que reacciona con la mayoría de las moléculas orgánicas e inorgánicas y con los gases nobles (Xe y Rn). • El flúor es el halógeno más abundante en la corteza terrestre, con una concentración de 950 ppm. Los minerales más importantes en los que está presente son la fluorita, CaF2, el fluorapatio, Ca5(PO4)3F y la criolita, Na3AlF6.

14. Es el más electronegativo y reactivo de todos los elementos (Eº= 2.866 V) . • Es el que muestra mayor tendencia a ganar electrones, y por lo tanto es el agente oxidante más fuerte entre los halógenos. • En la naturaleza aparece en combinación con otros elementos, y solamente en disolución acuosa, el flúor se presenta en forma de ión fluoruro (F-).

15. Obtención de Flúor: método de Moissan (con mezcla fundida de HF+KF) Consistente en las reacciones de electrodo: Ánodo: Catodo: • Se produce la oxidación de los fluoruros • En el cátodo se descarga hidrógeno, por lo que es necesario evitar que entren en contacto estos dos gases para que no haya riesgo de explosión. • Este es el único método importante en la industria

16. Método de Moissan

17. Reacciones • El fluoruro de hidrógeno (HF aq)es un ácido mucho más débil que los otros halogenuros de hidrógeno. • Una propiedad muy conocida del HF es su capacidad de grabar (y finalmente disolver) el vidrio. Esta reacción es similar a la reacción entre el HF y la sílice, SiO2 • Debido a esta reacción, el HF debe almacenarse en recipientes especiales recubiertos de teflón o polietileno. • El HF se puede obtener mediante:

18. Fluoruros de halógeno • La mayoría de los interhalógenos son fluoruros: • Dichos compuestos tienen un interés especial debido a que son intermediarios altamente reactivos, ya que son agentes oxidantes fuertes. • El ClF3 reacciona de manera vigorosa (y con frecuencia explosiva) con la materia orgánica:

19. Óxidos de flúor • Los únicos óxidos de flúor son el OF2y el O2F2 siendo el OF2 el compuesto binario de oxígeno y flúor más estable, y para obtenerlo se pasa flúor a través de una solución diluida de hidróxido acuoso: • El O2F2 se puede sintetizar a partir de la fotólisis de una mezcla líquida de los dos elementos. Es un agente de fluoración más agresivo que ClF3; oxida al plutonio metálico: Oxoácidos • El flúor forma sólo FOH:

20. Fluorocarbonos • Las moléculas de fluorocarbonos y polímeros fluorocarbonados son resistentes a la oxidación, pero son atacadas por metales alcalinos. • La relación directa entre un hidrocarburo alifático con un fluoruro metálico oxidante produce enlaces fuertes C-F y genera HF como subproducto: • Cuando R es arilo, el CoF3produce un fluoruro cíclico saturado: • El poderoso agente oxidante fluorinante que se utiliza en estas reacciones, el CoF3,se regenera por medio de la reacción del CoF2 con flúor:

21. Aplicaciones • La síntesis de compuestos fluorocarbonados tiene una gran importancia tecnológica debido a que tienen aplicaciones que van desde la cubiertas antiadherentes de los utensilios de cocina, pasando por los recipientes de laboratorio que son resitentes a los halógenos, hasta los volátiles fluorocarbonos que se utilizan como refrigerantes en los dispositivos de aire acondicionado y en los refrigeradores. • El politetrafluoroetileno (PTFE), es un polímero denominado comúnmente teflón. Material aislante muy resistente al calor y a la corrosión, usado para articulaciones y revestimientos así como en la fabricación de ollas y sartenes.

22. Aplicaciones • A partir de HF se obtienen F2, AlF3, Na3AlF6 y fluorocarbonos. • Se emplea UF6 en la obtención de combustible de uranio para reactores nucleares. • Na3AlF6 se emplea en la obtención de alumnio. • ClF3 se utiliza en la fluoración y en el reprocesado de combustibles nucleares. • LiF se utiliza en la obtención de cerámica y soldadura. • SnF2 se usa en la preparación de pasta de dientes.

23. Datos curiosos • La primera producción comercial de flúor fue para la bomba atómica del Proyecto Manhattan, en la obtención de hexafluoruro de uranio, UF6, empleado para la separación de isótopos de uranio. Este proceso se sigue empleando para aplicaciones de energía nuclear. • El flúor y el HF deben ser manejados con gran cuidado y se debe evitar totalmente cualquier contacto con la piel o con los ojos. El HF anhidro hierve a 19 °C y es capaz de destruir un cadáver, incluyendo sus huesos, sus vapores son muy irritantes y tóxicos, sus descubridores murieron por su acción. 

24. CLORO

25. Cloro • El cloro de número atómico 17, no se encuentra en estado puro en la naturaleza se presenta principalmente como cloruro de sodio (NaCl) en el agua de mar o en diversos lagos salados, y como depósitos sólidos que se originaron probablemente de la evaporación de los lagos salados en la prehistoria. • En condiciones normales y en estado puro forma dicloro (Cl2); un gas denso y tóxico de color verde claro. • En la naturaleza se encuentran dos isótopos estables de cloro. Uno de masa 35 uma, y el otro de 37 uma.

26. Métodos de Obtención • La preparación industrial del cloro se efectúa por hidrolisis de una solución de cloruro de sodio (Salmuera). Na+ (ac) +Cl- (ac) + H2O(l) Na+ OH- (ac) + 1/2Cl2 (g) +1/2H2 (ac) • La forma más fácil de preparar cloro gaseoso en el laboratorio es añadir ácido clorhídrico concentrado a permanganato de potasio sólido. El ion cloruro se oxida a dicloro y el ion permanganato se reduce al ion manganeso (II). 2MnO4- (ac) + 10Cl- (ac) +16H3O+ (ac) 2Mn2+(ac) + 5Cl2(g) + 8H2O (l)

27. Reacciones • Reacciona con muchos elementos, por lo regular para dar el estado de oxidación común más alto del elemento. • Por ejemplo: El hierro arde para dar cloruro de hierro (III), no cloruro de hierro (II). • 2 Fe(s) + 3 Cl2(g) 2FeCl3(s) El fósforo arde en exceso de cloro para dar pentaclorurode fósforo • 2P(s) + 5Cl2(g) 2PCl5(s)

28. El dicloro puede actura como agente clorante. Un ejemplo es mezclar eteno; C2H4, con dicloro se forma 1,2-diclorometano, C2H4Cl2 • CH2=CH2(g) + Cl2(g) CH2Cl—CH2Cl(g) El cloro es una gente oxidante fuerte con un potencial de reducción estándar positivo. Cl2(g) + 2e- 2Cl- (ac) E°=+1.36V El dicloro reacciona con agua para dar una mezcla de ácido clorhídrico y acido hipocloroso. Cl2(ac) + H2O(l) H3O+(ac) + Cl-(ac) + HClO(ac) El ion hipoclorito en equilibrio con el acido hipocloroso, más que el cloro mismo, se usa como agente oxidante ( blanqueador) activo. HClO(ac) + H2O(l) H3O+(ac) + ClO-(ac)

29. Ácido Clorhídrico (HCl) • El ácido clorhídrico es en extremo soluble en agua, es un líquido incoloro con olor ácido pronunciado, que se debe al equilibrio entre el cloruro de hidrógeno gaseoso y acuoso; • HCl(ac) HCl(g) Además es un ácido fuerte (pKa=-7), y se ioniza casi totalmente. • El método tradicional para obtener cloruro de hidrógeno gaseoso es por medio de cloruro de sodio y acido sulfúrico. Primera etapa a 150°C • NaCl(s) + H2SO4(l) NaHSO4(s) +HCl(g) Segunda etapa a 550°C • NaHSO4(s) + NaCl(s) Na2SO4(s) + HCl(g)

30. Otra forma de producir cloruro de hidrógeno es por la combinación directa de dicloro y dihidrógeno gaseosos: H2(g) + Cl2(g) 2HCl(g) • La mayor cantidad de cloruro de hidrógeno que se produce actualmente es subproducto de otros procesos industriales, como la síntesis de tetracloruro de carbono. • CH4(g) + 4Cl2(g) CCl4 + 4HCl(g)

31. Aplicaciones del HCl Este ácido tiene una amplia gama de usos: • Se usa domésticamente en la limpieza de superficies de concreto • En la purificación de glucosa y jarabe de maíz • En el tratamiento con ácido de pozos petroleros y de gas • En la fabricación de compuestos clorados. Dato curioso: Un número muy reducido de personas es incapaz de sintetizar suficiente jugo gástrico y deben ingerir cápsulas de ácido clorhídrico diluido, en cada comida.

32. Aplicaciones comerciales • El cloro se produce a gran escala a cerca de 108 toneladasanuales en todo el mundo. • La mayor parte de suproducción se utiliza en la sintesís de compuestosorganoclorados. • Cantidadesapreciables de Cl se usan en la industria de la pulpa y papelparablanquearlo. • En la purificación de agua. • En la producción de cloruro de titanio IV (TiCl4), quees un pasointermedio en la extracción de titanio de susmenas.

33. El ion cloruro actúa en el balance de iones en nuestro cuerpo. Al parecer no desempeña un papel activo pero si balancea los iones positivos de sodio y potasio. • El HCl está presente en los jugos digestivos; algunas afecciones de desarrollo en lactantes se han relacionado con la deficiencia de cloro.

34. Datos curiosos • Debido a que el cloro gaseoso es un gas de naturaleza densa y toxica fue usado como un arma en la I Guerra Mundial por Tampico el 22 de abril de 1915, como resultado de un ataque alemán con cloro, 20 000 soldados quedaron incapacitados y 500 de ellos murieron. • El cloro aún así tiene algunos beneficios ya que en bajas concentraciones se usa para aniquilar microorganismo y ha salvado millones de vidas humanas. • El presidente estadounidense Calvin Coolidge (1872-1933) pasaba ratos en cámaras de cloro para aliviar sus resfriados.

35. Química de las albercas • La irritación de los ojos que se experimenta en las albercas se relaciona con la alta concentración de cloro en estas. Sin embargo el problema se debe a la presencia de cloraminas como NH2Cl en el agua, que se forman por la reacción de ácido hipocloroso con compuestos de amoniaco, como LA UREA DE LA ORINA VERTIDA POR LOS BAÑISTAS. • NH3(ac) + HClO(ac) NH2Cl(ac) + H2O(l) • Para destruir las cloraminas, es preciso añadir más dicloro, en un proceso llamado “supercloración”. • 2NH2Cl(ac) + Cl2(ac) N2(g) + 4HCl(ac)

36. Bromo

37. Características • Líquido rojo, denso y volátil. “bromos” • Moderadamente soluble en agua (33.6g/L a 25°C) y solventes no polares CS2 y CCl4 • AntoineJérômoBalard 1826 • Isótopos Naturales: 79Br y 81Br, 29 inestables. • Números de oxidación: 1-,1+,3+, 5+ y 7+ • Se une a casi todos los elementos en humedad (tántalo) • Estructura cristalina ortorrombica centrada en las bases.

38. Fuentes de Obtención • 1860. • Se encuentra en el agua de mar (88ppm), salmueras y legías con bromuros de la industria potásica; y algunos minerales: Bromoargirita (AgBr), emboalita (AgBrI), iodemboalita (AgBrI). • 500 millones de kg al año. Estados Unidos e Israel.

39. Obtención • Sales de bromuro de metales alcalinos y alcalinotérreos. Se obtiene de las salmueras y agua de mar por oxidación de bromuros con cloro. • Laboratorio

40. Estados de oxidación 1-,1+,3+ y 5+ • 1+ : poco estable, muy oxidante, en disolución acuosa y desproporciona a estados de oxidación 1- y 5+. • Por ej.: BrO- (sólo estable a bajas temperaturas 0 °C).

41. 3+. Poco estable en disolución acuosa y desproporciona a 1+ y 5+. Ej: BrO-2 y HBrO2. • 5+. Estable ante la desproporción en disolución acuosa. Ej: BrO-3 • 7+ . Se reduce con facilidad y es dificil de preparar. Ej BrO-4 • Forma Compuestos con otros halógenos (interhalógenos). Ej: BrF5, BrF3, IBr, etc • En disolución acuosa no ácida se desproporciona

42. Ácido Perbrómico y Perbromatos • En pequeñas cantidades por oxidación electrolítica o la acción de XeF2 • Oxidación del BrO-3 por el F2 en disolución 5M de NaOH BrO3- + F2 +2OH- BrO4- + 2F- + H2O • No descompone hasta 6M por tiempo indefinido • Solución diluida oxidante lento y se reduce con I- o Br- • El ácido 3M oxida facil al acero inoxidable • Äcido 12M oxida rápido Cl-. • >275°C KBrO4 + ½ O2KBrO3 + O2

43. Afinidad por el Hidrógeno H2S + Br2  2HBr + S Br2 + H2  2 HBr a 400°C ataca el vidrio • Afinidad por los metales 2NaI + Br2- 2NaBr +I2 • Entre 50 y 80°C rendimientos cuantitativos de BrO3- 3Br2 + 6OH- 5Br- + BrO3- + 3H2O

44. Óxidos de Bromo • Baja estabilidad térmica. • Br2O (l), café oscuro, descompone a velocidad cte >-50°C • BrO3O8 (s), blanco inestable >-80°C, excepto en O3 • BrO2 (s), amarillo inestable >-40°C

45. Aplicaciones • Decolorante. Desinfectante de piscinas. • Fabricación de fibras artificiales • Se adiciona a los dobles enlaces de las moléculas orgánicas • Obtención de 1,2-dibromometano en la gasolina evitar óxidos de plomo en tubos de escape, forma PbBr2. • Bromuro de metilo en obtención de fumigantes • Agentes antiinflamables • AgBr lentes sensibles a la luz y películas fotográficas. • CH3Br ataca los nervios y es mortal

46. Datos Curiosos • Militares en la 2° guerra mundial lo utilizaban como anafrodisiaco • LiBr sedante en siglo XX, en los 40’s algunos pacientes de corazón murieron después de usarlo como sustituto de la sal común • Como sólido al disminuir la temperatura se aclara hasta anaranjado rojizo • En estado gaseoso sus moléculas diatómicas persisten hasta los 1500°C

47. Yodo • Del griego iώdhς- violeta • No se encuentra libre en la naturaleza, sino siempre combinado y formando yoduros en salmueras y yodatos de Na y Ca. • Descubierto en 1811 por Bernard Courtis • Estados de oxidación 1-,1+,3+,5+ y 7+

48. El 131I isótopo sintético mas estable • abundancia 0.114ppm • El yodo existe como moléculas diatómicas, I2 en las fases sólida, líquida y de vapor, aunque a temperaturas elevadas (>200ºC, o sea, 390ºF) la disociación para formar átomos es apreciable. • Electronegatividad 2.5 • Punto de ebullición 183°C • Punto de fusión 113.7°C • Densidad 4.94g/mL • 37 isótopos de los cuales 22 son sintéticos , 127I el más estable de los isótopos • Estructura cristalina ortorrombica

49. Obtención de Yodo IO3- + 5I- + 6H+ → 3I2 + 3H2O 2I- + Cl2  → I2 + 2Cl- U + n → Sr+ Xe + 3 n Xe → Xe+14 n Xe I+ g 90 235 143 1 1 0 54 92 38 0 143 129 1 54 54 0 129 129 → 0 54 53 0

50. Características físicas de Yodo • Sólido negro, brillante amorfo , sublima a P y T normales • Poco soluble en agua ( 0.33gL-1), muy soluble en compuestos orgánicos (color violeta) • En disolución puede dimerizarse 2I2 I4 • La estructura de yodo en com- puestos da color a las sustancias.