Transcript Grupo17

 Equipo : Platino
Integrantes:
Cruz Reyes Víctor Manuel
Gutiérrez Lastiri Beatriz Virginia
Hernández Ventura Cristina
López Salazar Fátima
Ponce Navarrete Gustavo
Yessenia
Un poco de Historia
Scheele
Döbereiner
Henri
Moissan
Bertha Karlik
 La palabra
proviene
del griego hals, “sal” y, genes “nacido”
Abundancia
 No se encuentran en
estado libre en la
naturaleza. Se
encuentran en forma
de haluros (X¯).

Estados de agregación
Elemento
Configuración
Masa Atómica (uma)
Punto de Fusión (K)
Punto de Ebullición (K)
Densidad (kg/m³)
Calor de Fusión (kJ/mol)
Calor de Vaporización
(kJ/mol)
Calor de Atomización (kJ/mol
de átomos)
Estados de Oxidación
1ª Energía de Ionización
(kJ/mol)
2ª Energía de Ionización
(kJ/mol)
3ª Energía de Ionización
(kJ/mol)
Afinidad Electrónica (kJ/mol)
Radio Atómico (Å)
Radio Covalente (Å)
Flúor
[He]2s2p5
18,9984
53,6
85
Cloro
[Ne]3s2p5
35,4527
172,18
239,2
Bromo
[Ar]3d104s2p5
79,904
265,9
331,94
Yodo
[Kr]4d105s2p5
126,90447
386,7
1516
1,0
2030
6,4
4050
10,8
4930
6,5
20,4
29,6
79,0
121,0
112,0
-1
-1, +1, +3 , +4, +5, +7
1681
-1, +1, +2, +3 , +4, +5,
+6, +7
1251,1
3374,1
2297,3
2103,4
6050,3
3821,8
3473,4
328
349
324,7
0,57
0,72
F- = 1,31
0,97
0,99
Cl- = 1,81 Å
Cl+7 = 0,26 Å
1,12
1,14
Br = 1,95
Br+7 = 0,39
17,1
22,7
23,5
0,6
3,98
2,2
3,16
3,1
2,96
Radio Iónico (Å)
Volumen Atómico (cm³/mol)
Polarizabilidad (ų)
Electronegatividad (Pauling)
1139,9
457,5
15,3
42,0
107,0
-1, +1, +3 , +5, +7
1008,4
1845,8
3184
295,2
1,32
1,33
I- = 2,16
I+7 = 0,50
25,74
5
2,66
Poder oxidante
I2
Br2
Cl2
F2
E°
0.54
I-
1.09
Br -
1.36
Cl -
2.87
F-
Halogenuros de hidrógeno
 Se pueden formar por la combinación directa
de sus elementos:
H2(g) + X2(g)
 HX(g) +H2O
2HX(g)
H3O+(ac) + X- (ac)
 HF(ac)<<HCl(ac)<HBr(ac)<HI(ac)
Oxoácidos de los halógenos
Número de
oxidación
Fórmula
Nombre
Ejemplo
7
HXO4
Ácido perhálico
HClO4
HBrO4
HIO4
5
HXO3
Ácido hálico
HClO3
HBrO3
HIO3
3
HXO2
Ácido haloso
HClO2
HBrO2
1
HXO
Ácido hipohaloso
HFO
HClO
HBrO
HIO
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 diferentes
X es el átomo más grande de los dos
 Cl2(g) + F2(g)
2ClF(l)
2ClF3
2BrF3(g)
Cl2(g) + 3F2(g)
Br2(l) + 3F2(g)
KCl(s) + 3F2(g)
KI(s) + 4F2(g)
 Iones polihalogenuro:
I2(s) + l- (ac)
KF(s) + CIF3(g)
KF(s) +IF7(g)
I3-(ac)
 Cationes y aniones interhalógenos
ICl4 -
ICl2 -
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 Georgius Agricola,
formando parte CaF2.
 El flúor es un gas amarillo
pálido,
formado
por
moléculas diatómicas F2, 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.
 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-).
Obtención de Flúor: método de Moissan
(con mezcla fundida de HF+KF)
2HF
electrólisis
KF ∙2HF (l)
H 2 g + F2 g
Consistente en las reacciones de electrodo:
−
Ánodo: 2F → F2 g + 2e
Catodo: 2H + + 2 e → H g
2
 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
Método de Moissan
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
SiO2 s + 4HF aq → 2H2 O l + SiF4 g
 Debido a esta reacción, el HF debe almacenarse en
recipientes especiales recubiertos de teflón o
polietileno.
 El HF se puede obtener mediante:
∆
CaF2 s + H2 SO4 aq concd → CaSO4 s + 2HF g
Fluoruros de halógeno
 La mayoría de los interhalógenos son fluoruros:
XY
ClF(g)
BrF (g)
XY3
ClF3 (g)
BrF3 (l)
XY5
ClF5 (g)
BrF5 (l)
IF5(l)
XY7
IF7(g)
 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:
2Co3 O4 s + 6ClF3 s
→ 6CoF3 s + 3Cl2 g + 4O2 g
Óxidos de flúor
 Los únicos óxidos de flúor son el OF2 y 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:
2F2 g + 2OH− ac → OF2 g + 2F − ac + H2 O l
 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:
Pu s + 3O2 F2 g → PuF6 g + 3O2 g
Oxoácidos
 El flúor forma sólo FOH:
2F2 + 2HgO + H2 O → HgO ∙ HgF2 + 2HOF
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:
RH l + 2CoF3 s → RF l + 2CoF2 s + HF l
R = alquilo o arilo
 Cuando R es arilo, el CoF3 produce un fluoruro cíclico
saturado:
C6 H6 l + 18CoF3 s
→ C6 F12 l + 18CoF2 s + 6 HF l
 El poderoso agente oxidante fluorinante que se utiliza en
estas reacciones, el CoF3,se regenera por medio de la
reacción del CoF2 con flúor:
2CoF2 s + F2 s
→ 2CoF3
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.
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.
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.
CLORO
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.
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)
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
pentacloruro de fósforo
 2P(s) + 5Cl2(g)
2PCl5(s)
 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) + 2e2 Cl- (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)
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)
Segunda etapa a 550°C
 NaHSO4(s) + NaCl(s)
NaHSO4(s) +HCl(g)
Na2SO4(s) + HCl(g)
 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)
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.
Aplicaciones comerciales
 El cloro se produce a gran escala a cerca de 108 toneladas




anuales en todo el mundo.
La mayor parte de su producción se utiliza en la sintesís de
compuestos organoclorados.
Cantidades apreciables de Cl se usan en la industria de la
pulpa y papel para blanquearlo.
En la purificación de agua.
En la producción de cloruro de titanio IV (TiCl4), que es un
paso intermedio en la extracción de titanio de sus menas.
 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.
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 (18721933) pasaba ratos en cámaras de cloro para aliviar sus
resfriados.
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)
B
R
O
M
O
Características
 Líquido rojo, denso y volátil. “bromos”
 Moderadamente soluble en agua





(33.6g/L a 25°C) y solventes no polares
CS2 y CCl4
Antoine Jérômo Balard 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.
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.
Obtención
 Sales de bromuro de metales alcalinos y
alcalinotérreos. Se obtiene de las salmueras y
agua de mar por oxidación de bromuros con
cloro.
2Br − + Cl2 ⇋ Br2 + 2Cl−
 Laboratorio
2H2 SO4 + 2KBr → K 2 SO4 + Br2 + SO2 + 2H2 O
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).
2BrCl ⇌ Br2 + Cl2
𝐻𝐵𝑟 + 𝑁𝑎𝑂𝐻 ⇌ 𝑁𝑎𝐵𝑟 + 𝐻2 𝑂
 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
𝐵𝑟2 + 𝑂𝐻− ⟶ 𝐵𝑟 − + 𝐵𝑟𝑂𝐻
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
 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
BrO33Br2 + 6OH- 5Br- + BrO3- + 3H2O
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
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
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
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+
 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



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.
IO3- + 5I- + 6H+ → 3I2 + 3H2O
2I- + Cl2 → I2 + 2Cl235
92
U +
1
0n
143
54Xe
129
90
143
1
→ 38Sr+54 Xe + 3 0 n
129
1
→ 54 Xe+14 0n
→
54 Xe
129
53
0
I+ 0g
 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 compuestos da color a las sustancias.
por hidrólisis parcial
(IO) SO4I2O4(sólido amarillo)
Por ozonación
2I2+3 O3 I4O9
2HIO3240°cI2O5+H2O
El óxido mas estable es I2O5 por lo que a 100° c los
óxidos de yodo resultan I2O5
 Los compuestos de I (III) se combina con
oxianiones, en donde los enlaces I-O son
covalentes
I2+ AgClO4-éter I(OClO3)+AgI
I2+6ClOClO32I(OClO3)3+3Cl2
CsI+4ClOClO3Cs[I(OClO3)4]+2Cl2
 El yodo es indispensable en el metabolismo
normal de las células e igualmente es un
nutriente esencial en la producción de las
hormonas tiroideas y en el funcionamiento
normal de la glándula tiroides
 En los radiografías
 En microscopios
 pinturas
 Farmacia
 tratamientos de
madera
 fluidos para trabajo en
metal.

En los rayos X
PROPIEDADES
• Entalpía
de
fijación
electrónica
del
átomo
(KJ/mol)= -270 (±20)
• No se ha registrado como
molécula diatómica.
•Radioactivo
 Se le llamó astatino, del griego, que significa
inestable.
 Se obtuvo por primera vez (1940) en cantidades
suficientes para conocer algunas de sus
propiedades por la reacción de ciclotrón:
 Se estima que la corteza terrestre contiene
alrededor de 44 mg de astato.
 Se conocen alrededor de 20 isótopos, siendo el
de la vida más larga el
, con una vida media
de 8.3 horas.
 Todos los isótopos son radioactivos. Algunos se
derivan de la desintegración de uranio y torio.
 Por espectroscopia de masas se ha comprobado
la presencia de compuestos:
 El conocimiento de la química del At se basa en
el estudio con trazadores.
 Los estudios muestran su comportamiento de la
extrapolación de las características de los otros
halógenos.
 Es por ello que la química desarrollada es
descriptiva. No se dispone de cantidades
macroscópicas.
 Es bastante volátil.
 Poco soluble en agua.
 Extrae del agua,
así
como el yodo, con
clorobenceno
o
tetraclocruro de carbono.
 No puede extraerse de
soluciones básicas.


 Por su reactividad, los radioisótopos
presentan utilidad para el tratamiento
contra el cáncer.
 Aplicaciones en la medicina para diversos
tratamientos.
 Estudios demostraron su unión con la
insulina, aplicándolo en el tratamiento de
carcinoma en el hígado.