FACULTAD DE QUÍMICA

SEMINARIODE -1 AL +7: LA MAGIA DE LOS HALÓGENOS

PROFESORAMARGARITA EUGENIA GUTIÉRREZ RUIZ

INTEGRANTES DEL EQUIPOISLAS MEJÍA ALISUL ATZIN

OLIVEROS CRUZ SARAYPÉREZ RAMÍREZ CLAUDIA

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Índice.

I. Antecedentes.................................................................................................3II. Halógenos.....................................................................................................5II.I. Historia sobre la organización de los halógenos en la tabla periódica........6II.II. Características periódicas.........................................................................6III. Flúor.............................................................................................................8III.I. Descubrimiento.........................................................................................9III.II. Características físicas y químicas............................................................9III.III. Isótopos, abundancia, formas en las que se encuentran en la naturaleza.III.IV. Obtención..............................................................................................10III.V. Compuestos importantes y utilidad.........................................................11IV. Cloro.......................................................12IV.I. Descubrimiento........................................................13IV.II. Características físicas y químicas........................................................13IV.III. Isótopos, abundancia, formas en las que se encuentran en la naturaleza. ........................................................14IV.IV. Obtención........................................................14IV.V. Compuestos importantes y utilidad. ........................................................15V. Bromo............................................................................................................16V.I. Descubrimiento............................................................................................17V.II. Características físicas y químicas..............................................................17V.III. Isótopos, abundancia, formas en las que se encuentran en la naturaleza.V.IV. Obtención................................................................................................18V.V. Compuestos importantes y utilidad...........................................................19VI. Yodo.............................................................................................................20VI.I. Descubrimiento..........................................................................................21VI.II. Características físicas y químicas............................................................21VI.III. Isótopos, abundancia, formas en las que se encuentran en la naturaleza.VI.IV. Obtención...............................................................................................22VI.V. Compuestos importantes y utilidad.........................................................23VII. ÁstatoVII.I. DescubrimientoVII.II. Características físicas y químicasVII.III. Isótopos, abundancia, formas en las que se encuentran en la naturaleza.VII.IV. ObtenciónVII.V. Compuestos importantes y utilidad.Anexo. Bibliografía........................................................................................24-25

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I) ANTECEDENTES.

Historia del descubrimiento de los halógenos

A finales del siglo XVIII los químicos creían que todos los ácidos contenían oxigeno. Según este razonamiento, el ácido clorhídrico (conocido como ácido muriático) tenía que contener oxigeno. Cuando en 1774 Scheele preparo un nuevo gas verde (ácido muriático desflogistado) a partir de ácido clorhídrico, Lavoisier y casi todos los demás químicos argumentaron que la sustancia (cloro gaseoso) era simplemente un nuevo compuesto, que contenía mas oxigeno que el ácido muriático mismo. Este error persistió hasta 1810, cuando Davy demostró que el gas era realmente un elemento nuevo, el cloro, y al hacerlo invalido la definición de ácido.

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Se había sabido desde quizá varios miles de años antes que la ingestión de esponjas quemadas era un tratamiento eficaz para el bocio. Los médicos de ese entonces querían saber que componente de la esponja (yodo) era el que curaba, sobre todo porque la ingestión de la esponja entera podía causar también fuertes calambres estomacales. En 1819 el químico francés J. F. Coindet demostró que el ingrediente benéfico era el yodo, y el yoduro de potasio producía los mismos beneficios, pero sin tales efectos colaterales.

El bromo fue el siguiente halógeno en ser descubierto, en 1826 por A. J. Balard, y la importancia de este descubrimiento radica en el hecho de que con ello se demostró que tres elementos cloro, bromo y yodo tienen propiedades similares. Era el primer indicio de que existen patrones en las propiedades de los elementos.

El flúor resulto ser el más elusivo. En el siglo XIX se hicieron muchos intentos por obtener este elemento tan reactivo a partir de sus compuestos. El fluoruro de hidrogeno, una sustancia extremadamente venenosa, se uso muchas veces como materia prima, al menos dos químicos murieron por inhalar los vapores, y muchos más padecieron dolores el resto de su vida por el daño a sus pulmones. El químico francés Henri Moissan, ayudado en el laboratorio por su esposa, Leonie Lugan, en 1886 ideo un aparato electrolítico para la síntesis de flúor. Moisés, quien recibió el premio Nóbel por su descubrimiento del flúor, murió de forma prematura, por envenenamiento con fluoruro de hidrogeno.

En 1940, fue sintetizado el Ástato por Corson, McKensie y Segre, mediante el bombardeo de 209-Bi con partículas a. El ástato obtenido se destilo calentando la mezcla al aire, y se obtuvieron isótopos de periodo de semidesintegración grande 209-211-At.

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II) PERIODICIDAD DE LOS HALOGENOS.

El nombre halógenos proviene de del griego halos, que significa sal. Los halógenos nunca se encuentran libres en la naturaleza debido a su elevada reactividad.

Mucha de la química de los halógenos se refiere a átomos con enlaces sencillos o aniones con una sola carga y en parte a la abundancia de datos estructurales y fisicoquímicos disponibles para la mayoría de sus compuestos.

Nunca se encuentran libres en la naturaleza debido a su alta reactividad. Sus propiedades especificas pueden deducirse de la configuración de su nivel de valencia, ns5np5, que solo necesitan de un electrón para adquirir una configuración de gas noble, que les permite ser más estables. Constituyen una familia que muestra una variación paulatina en sus propiedades físicas, electronegatividades y radios atómicos e iónicos.

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II.II) Características Periódicas.

Propiedades de los elementos libres.

Los átomos de los halógenos tienen, cada uno de ellos siete electrones de valencia y, por consiguiente, necesitan uno más para alcanzar la configuración de un gas noble. En el estado básico, ellos forman moléculas diatómicas, , de un solo enlace:

Conforme las moléculas se hacen mayores aumentaran su punto de fusión y ebullición, correspondiendo a un aumento en la resistencia de las fuerzas de London.

Son los elementos con las más altas afinidades electrónicas debido a que el electrón entrante puede ocupar un orbital de una capa de valencia incompleta y experimenta una atracción nuclear intensa. Tienen grandes electronegatividades y altas energías de ionización. Un dato curioso es que el fluor tiene una afinidad electrónica menor que la del cloro, ya que el fluor es un átomo más pequeño y compacto que el cloro, por tanto la repulsión electrón-electrón es mayor. Además de que el fluor tiene la electronegatividad más alta con un valor de 4, entonces no es posible encontrarlo con un estado de oxidación +1 y mucho menos uno más elevado.

Al ser elementos tan reactivos que siempre se les encuentra combinados. Su abundancia en la corteza disminuye con el número atómico, del fluor hasta el yodo.Principalmente se les encuentra como haluros, pero el más fácilmente oxidable, el yodo, se encuentra como yodato. La solubilidad de la mayor parte de los cloruros, bromuros y yoduros permite que estén disueltos en los océanos y salmueras, mientras que el flúor se encuentra en depósitos sedimentarios, en forma de , compuesto insoluble.

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Fig. 2.1 Abundancia relativa de los halógenos (excluyendo astato) en la corteza terrestre y el agua de mar. Los datos se representan en escala logarítmica. Las unidades de abundancia son partes por millardo (1 millardo=109).

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III) FLÚOR. III.I) Descubrimiento.

Desde el siglo XVII el espato flúor se venía usando como fluyente a la hora de retirar impurezas de las rocas a partir de las cuales se pretendía aislar alguna sustancia. Esto se debe a la alta reactividad del flúor. El nombre fue propuesto por A. M. Ampère en 1812. La palabra proviene del latín flúor, significando "fluyente".El primero en iniciar el camino hacia el descubrimiento del flúor fue el alemán Georgius Agricola (llamado “el padre de la mineralogía”), que hacia 1530 estudió detalladamente una roca llamada fluorita. Hoy sabemos que la fluorita es fluoruro de calcio, CaF2. Agricola observó que esta roca se fundía muy fácilmente, y describió su utilidad como fundente, es decir, como sustancia utilizada para fundir metales o minerales juntos.

III.II. Características físicas y químicas.

El flúor es un gas corrosivo amarillo claro (incoloro en finas capas), venenoso y de olor penetrante. Es inflamable y no hay forma de apagar el fuego.Su número atómico (Z), es 9, su símbolo es F; tiene una masa molar de 19, 00 g/mol; tiene un punto de fusión de -200°C, un punto de ebullición de -188°C y una densidad de 1.51 g/cm3 a una temperatura de 25°C.Presenta dos modificaciones: a-F2 (Monoclínica) que se transforma en b-F2

(Cúbica) a -227ºC.Tiene propiedades únicas que se deben a su electronegatividad, un pequeño tamaño y falta de orbitales d, oxida a los otros elementos a estados de oxidación más altos. Como el ión fluoruro es tan pequeño, las energías reticulares de sus compuestos iónicos tienden a ser altas. Es el mas reactivo

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de de los elementos debido a su baja energía de enlace F-F. Esta baja energía de enlace es causada por las repulsiones electrónicas mutuas de entre las pequeñas y compactas capas de valencia, ricas en electrones de los átomos de flúor unidos.

A continuación se enlistan las propiedades físicas del flúor:

Electronegatividad: 4Energía de ionización (kJ/mol): 1680Afinidad electrónica (kJ/mol): 328

(kJ/mol): 0.225 (kJ/mol): 3.27 (kJ/mol): 154.8

Radio atómico (pm): 64Radio iónico (pm) (carga del ión): 133 (-1)Números de oxidación: -1Potencial de reducción: +2.87 V

Reactividad.

El flúor es el más electronegativo y reactivo de todos los elementos; reacciona con sustancias inorgánicas: hidrógeno, azufre, fósforo. Si están finamente divididos, metales, vidrios, cerámicas, carbono e incluso agua y amoníaco, arden con el flúor con llama brillante. Con sustancias orgánicas las reacciones son muy violentas. Existen compuestos de flúor con xenón, radón y criptón.Es uno de los oxidantes más fuertes.

V.III. Isótopos, abundancia y formas en las que se encuentra en la naturaleza.

Abundancia y formas en las que se encuentra en la naturaleza.

Se encuentra en la corteza en un 0,0585% en peso. El agua de mar contiene alrededor de 1,2 mg de fluoruros por litro y las aguas dulces cerca de 0,2 mg/l. Otra forma de encontrar al flúor es como minerales, entre los más importantes se encuentran: fluorita o espato flúor, criolita (Na3AlF6), apatito, topacio [Al2(SiO4)(OH,F)2], quiolita [Na5(Al3F14)]. Los fosfatos contienen como impurezas grandes cantidades de fluoroapatito [Ca5(PO4)3F].

Isótopos.

Tiene un isótopo natural, 19-F, y quince inestables cuyo período de semidesintegración oscila entre 59 milisegundos (25-F) y 109,77 minutos (18-F).

V.IV. Obtención del flúor.

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El flúor molécular se sigue produciendo como lo hizo su descubridor, Moissan, una celda contiene una mezcla fundida de fluoruro de potasio fluoruro de hidrógeno en una proporción 1:2 y opera acerca de 90°C. La camisa del aparato sirve para calentar la celda inicialmente y luego enfriarla cuando ocurre la electrolisis exotérmica. En el ánodo de carbono central, el ión fluoruro se oxida a flúor; en el cátodo de las paredes de acero del acero se produce hidrógeno gaseoso.

Semireacción llevada a cabo en el ánodo:

Semireacción que se realizo en cátodo:

V.V. Compuestos importantes y utilidad.

Hasta la Segunda Guerra Mundial la producción comercial de flúor era nula. El proyecto de obtención de la bomba nuclear (proyecto Manhattan) hizo necesario producir grandes cantidades: obtención de hexafluoruro de uranio (este compuesto absorbe el 60% de la producción de flúor), para la separación de isótopos fisionables y no fisionables de uranio.

Actualmente hay más de 100 sustancias comerciales obtenidas a partir del flúor o sus compuestos: plásticos termoresistentes, refrigerantes (fluoroclorohidrocarburos: freón-12 o CCl2F2, teflón o (CF2)n,...), grabado de vidrio (vidrio a base de silicatos y boratos), etc. Se ha estudiado el uso del flúor elemental como propelente de cohetes debido a su alto valor específico de impulso, junto a la hidracina (N2H4).

Entre sus compuestos más utilizados destacan:

El ácido fluorhídrico (HF), líquido (Punto de ebullición es de 19.9ºC) venenoso, que ataca el vidrio (de borosilicato). También disuelve la celulosa, pero no la

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lignina. Se emplea para grabado de vidrio, tratamiento de la madera, de superficies de hierro, aluminio y semiconductores y en la fabricación de hidrocarburos fluorados.El SF6 se emplea como material dieléctrico.

Es un oligoelemento importante: la presencia de flúor como fluoruro soluble en el agua potable en cantidades de 2 ppm produce esmaltes jaspeados en los dientes de niños que están adquiriendo su dentadura permanente: el ión fluoruro facilita la formación de fluoroapatito [Ca5(PO4)3F] en lugar de hidroxiapatito [Ca5(PO4)3(OH)], más soluble en ácidos. Si está en cantidades menores, debe añadirse al agua para impedir las caries (se añade en forma de Na2SiF6, NaF y HF en concentraciones de 1 mg/l). Los dientes y huesos contienen aproximadamente un 0,001% de fluoruros.

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Cloro

Cloro del griego choloros que significa “de color verdeamarillento” Descubierto en Suecia en 1774. Fue utilizado durante la guerra como arma química.Reacciona con muchos elementos para dar el edo. De oxidación más alto del elemento.2 Fe(s) + 3 Cl2 (g) 2 FeCl3 (s)2 P(s) + 5 Cl2 (g) 2 PCl5 (s)

Propiedades físicas y químicas del cloro

El cloro es un elemento químico de número atómico 17 situado en el grupo de los halógenos (grupo VII A) de la tabla periódica de los elementos. Su símbolo es Cl. En condiciones normales y en estado puro forma dicloro: un gas tóxico amarillo-verdoso formado por moléculas diatómicas (Cl2) unas 2,5 veces más pesado que el aire, de olor desagradable y venenoso. Es un elemento abundante en la naturaleza y se trata de un elemento químico esencial para muchas formas de vida.

Estado de la materia gas (no magnético)

Punto de fusión 171,6 K

Punto de ebullición 239,11 K

Entalpía de vaporización 10,2 kJ/mol

Entalpía de fusión 3,203 kJ/mol

Presión de vapor 1300 Pa

Velocidad del sonido sin datos

Electronegatividad 3,16 (Pauling)

Calor específico 480 J/(kg*K)

Conductividad eléctrica Sin datos

Conductividad térmica 0,0089 W/(m*K)

1er potencial de ionización 1251,2 kJ/mol

2° potencial de ionización 2298 kJ/mol

3er potencial de ionización 3822 kJ/mol

4° potencial de ionización 5158,6 kJ/mol

5° potencial de ionización 6542 kJ/mol

6° potencial de ionización 9362 kJ/mol

7° potencial de ionización 11018 kJ/mol

8° potencial de ionización 33604 kJ/mol

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9° potencial de ionización 38600 kJ/mol

10° potencial de ionización 43961 kJ/mol

Obtención del cloro

En el laboratorio:2 HCl(ac) 2 H+(ac) →+ 2 Cl2 (g) + 2 e- 2 MnO4- (ac) + 8 H+ (ac) + 5 e- → Mn2+ (ac) + 4 H2O (l)Preparación industrial:Electrólisis de solución acuosa de NaCl (salmuera)Síntesis de compuestos organoclorados

Estados den la NaturalezaEn la naturaleza no se encuentra en estado puro ya que reacciona con rapidez con muchos elementos y compuestos químicos, por esta razón se encuentra formando parte de cloruros (especialmente en forma de cloruro de sodio) y cloratos , en las minas de sal y disuelto en el agua de mar. Tambien se puede encontrar en zonas de baja montaña, como valles, rias, etc.

Abundancia

El cloro se encuentra en la naturaleza combinado con otros elementos, principalmente en forma de cloruro de sodio, NaCl, y también otros minerales como la silvina, KCl, o la carnalita, KMgCl3·6H2O. Es el halógeno más abundante en el agua marina con una concentración de unos 18000 ppm. En la corteza terrestre está presente en menor cantidad, unos 130 ppm. Es prácticamente imposible encontrarlo sin combinar con otros elementos, debido a su alta reactividad.

Oxiacidos de cloro

El grado de acidez aumenta con: la electronegatividad, el número de oxidación y el número de oxígenos unidos al halógeno

Isótopos

En la naturaleza se encuentran dos isótopos estables de cloro. Uno de masa 35 uma, y el otro de 37 uma, con unas proporciones relativas de 3:1 respectivamente, lo que da un peso atómico para el cloro de 35,5 uma.

El cloro tiene 9 isótopos con masas desde 32 uma hasta 40 uma. Sólo tres de éstos se encuentran en la naturaleza: el 35Cl, estable y con una abundancia del 75,77%, el 37Cl, también estable y con una abundancia del 24,23%, y el isótopo radiactivo 36Cl. La relación de 36Cl con el Cl estable en el ambiente es de aproximadamente 700 × 10–15:1.

El 36Cl se produce en la atmósfera a partir del 36Ar por interacciones con protones de rayos cósmicos. En el subsuelo se genera 36Cl principalmente mediante procesos de captura de neutrones del 35Cl, o por captura de muones

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del 40Ca. El 36Cl decae a 36S y a 36Ar, con un periodo de semidesintegración combinado de 308000 años.

El período de semidesintegración de este isótopo hidrofílico y no reactivo lo hace útil para la datación geológica en el rango de 60000 a 1 millón de años. Además, se produjeron grandes cantidades de 36Cl por la irradiación de agua de mar durante las detonaciones atmosféricas de armas nucleares entre 1952 y 1958. El tiempo de residencia del 36Cl en la atmósfera es de aproximadamente 1 semana. Así pues, es un marcador para las aguas superficiales y subterráneas de los años 1950, y también es útil para la datación de aguas que tengan menos de 50 años. El 36Cl se ha empleado en otras áreas de las ciencias geológicas, incluyendo la datación de hielo y sedimentos.ya que es una sustancia venenosa

Utilidades

Producción de insumos industriales y para consumo

Las principales aplicaciones de cloro son en la producción de un amplio rango de productos industriales y para consumo.1 2 Por ejemplo, es utilizado en la elaboración de plásticos, solventes para lavado en seco y degrasado de metales, producción de agroquímicos y fármacos, insecticidas, colorantes y tintes, etc.

El cloro es un químico importante para la purificación del agua (como en plantas de tratamiento de agua), en desinfectantes, y en la lejía. El cloro en agua es más de tres veces más efectivo como agente desinfectante contra Escherichia coli que una concentración equivalente de bromo, y más de seis veces más efectiva que una concentración equivalente de yodo.3

El cloro suele ser usado (en la forma de ácido hipocloroso para eliminar bacterias y otros microbios en los suministros de agua potable y piscinas públicas. En la mayoría de piscinas privadas, el cloro en sí no se usa, sino hipoclorito de sodio, formado a partir de cloro e hidróxido de sodio, o tabletas sólidas de isocianuratos clorados. Incluso los pequeños suministros de agua son clorados rutinariamente ahora.

El cloro es usado en la manufactura de numerosos compuestos orgánicos clorados, siendo los más significativos en términos de volumen de producción el 1,2-dicloroetano y el cloruro de vinilo, intermediarios en la producción del PVC. Otros organoclorados particularmente importantes son el cloruro de metilo, cloruro de metileno, cloroformo, cloruro de vinilideno, tricloroetileno, percloroetileno, cloruro de alilo, epiclorhidrina, clorobenceno, diclorobencenos y triclorobencenos.

El cloro también es usado en la producción de cloratos y en la extracción de bromo.

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V. BROMOV.I. Descubrimiento del bromo.

En el año de 1815, el famoso químico Justus von Liebig, obtuvo un líquido oscuro negro denso que emitía un vapor rojizo por oxidación de sal común de origen marino. Liebeg estaba familiarizado con el , de modo que etiqueto al líquido obtenido como monocloruro de yodo, ya que sus características son muy semejantes.

Once años después, Balard descubrió y caracterizo al elemento 35, que recibió el nombre de bromo, del griego bromos que significa mal olor. Según lo sucedido se escribió una frase que decía:“No fue Balard quien descubrió el bromo, sino el bromo quien descubrió a Balard”.

V.II. Características físicas y químicas.

El bromo es el único no metal líquido a temperatura ambiente, de color rojo oscuro, muy denso y volátil, produciendo un vapor de color rojo de olor muy desagradable y corrosivo, que se asemeja al cloro.En estado sólido es rojo oscuro, y al disminuir la temperatura su color se va aclarando hasta anaranjado-rojizo.En estado gaseoso es de color naranja a marrón oscuro, persistiendo las moléculas diatómicas hasta los 1500°C.Su estado de agregación se debe a las interacciones de dispersión por el aumento de su tamaño.

Su número atómico es 35, con una masa atómica de 79,904 g/mol, cuando el elemento esta eléctricamente neutro tiene tanto 35 protones como electrones, con 45 neutrones (isótopo 80-Br) y tiene una configuración electrónica:

.

A continuación se enlistan sus características físicas:

Números de oxidación: -1, +1, +3, +5, +7.Electronegatividad: 2.96Energía de ionización (kJ/mol): 1140Afinidad electrónica (kJ/mol): 325Radio atómico (pm): 114Radio iónico (pm) (carga del ión): 196 (-1)

(kJ/mol): 5.4 (kJ/mol): 15.0 (kJ/mol): 193

Punto de fusión (°C): -7.2Punto de ebullición (°C): 58.8Densidad (kg/ ): 3112.6 (20°C)

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Volumen atómico ( /mol): 25.59 Potencial de reducción: +1.07 V

SolubilidadSoluble en agua (0.0351g en 1L de agua), soluble en . El bromo y el cloro son miscibles en todas proporciones.

Reactividad

El bromo se une a casi todos los elementos (excepto el tántalo) aunque mas lentamente y, sobre todo, en presencia de humedad. Reduce al amoniaco a nitrógeno. Se adiciona a los dobles enlaces en las moléculas orgánicas (halogenación de alquenos), al igual que sus bromuros (hidrohalogenación de alquenos).Es menos activo que el cloro pero más que el yodo, es un oxidante medio, esto se debe a los potenciales de reducción de los haluros.

Este elemento tiende a evitar su número máximo de oxidación al igual que sus vecinos, el telurio y el selenio.

El ión perbromato se descubrió hasta 1968 por el químico estadounidense E. H. Appelman, mientras que el y el se conocían desde el siglo XIX,

muchas teorías decían que el no podía existir.

Este ión se puede obtener por las siguientes reacciones:

El ión perbromato es muy estable con un elevado potencial de oxidación E°=+1.74 V.

V.III. Isótopos, abundancia y formas en las que se encuentra en la naturaleza.

Abundancia y formas en las que se encuentra en la naturaleza.

Se encuentra en la corteza terrestre en un en peso. Lo podemos encontrar principalmente como bromuros o en minerales como: bromoargirita (

), embolita ( ) e yodembolita ( ).Debido a la solubilidad en agua de los bromuros permite encontrarlos en los océanos, salmueras (lagunas) naturales y las lejías con bromuros de la industria potásica.

Isótopos.

Se pueden encontrar dos isótopos naturales: 79-Br (50.69%) y 81-Br (49.31%).Tiene otros 29 isótopos pero son inestables cuyo periodo de semidesintegración oscila entre menos de 1.5 microsegundos (68-Br) y 57.036 horas (77-Br).

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V.IV. Obtención del bromo.

El método que se utiliza actualmente para la obtención del bromo es la oxidación de bromuros con cloro con pH~3.5, mediante la siguiente reacción:

El bromo obtenido se condensa, destila y deseca.

En el laboratorio se puede obtener por acción del ácido sulfúrico sobre bromuro potásico con óxido de magnesio como catalizador.

V.V. Compuestos importantes y utilidad.

Su principal uso es la obtención del 1,2-Dibromoetano (80% del consumo del bromo), que se adiciona a la gasolina para evitar que los óxidos de plomo se depositen en los tubos del escape, pues reacciona con el plomo para formar

, volátil, que sale al aire y provoca graves problemas a la salud.

El bromuro de metilo se usa para obtener fumigantes. Como agentes antiinflamables, el hexabromobenceno y el hexabromociclododecano.Los bromuros orgánicos para fibras artificiales, extintores, colorantes, desinsectación, desinfección de agua de piscinas, fotografías, etc.

El trifluoruro de bromo ( ) es un disolvente útil para reacciones iónicas que se deben realizar en condiciones muy oxidantes.

El se ha usado en medicina como sedante y anticonvulsivo en el tratamiento de la epilepsia.

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VI. YODO.VI.I. Descubrimiento.

Bernardo Courtois, al ayudar a su padre en las salinas y al objeto de obtener nitrato potásico, recogía residuos de algas, los quemaba, extrayendo las cenizas con agua, y produciendo un líquido oscuro que recibía el nombre de soude de varech o salin de varech, que purificaba por cristalización fraccionada. Las impurezas de azufre las eliminaba calentándolo con acido sulfúrico. Sin embargo en 1811, observo que agregando ácido en exceso, se desprendían vapores violetas y brillo casi metálico.

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No es en 1811 por Courtois, sino por Desermes y Clement, quienes en 1813 anuncian el descubrimiento de una sustancia. Al año siguiente, Davy y Gay Lussac demuestran que se trata de un nuevo elemento químico. El color violeta de los vapores es el factor determinante del nombre propuesto por Gay Lussac: Iodine del griego Iodes (ιώδης, Violeta).

VI.II. Propiedades Físicas y químicas.

El sólido, de un azul negruzco, sublima fácilmente y hierve produciendo un vapor púrpura a 185°C. Las moléculas de yodo conservan su identidad en el sólido.Se disuelve en disolventes orgánicos para dar una gran variedad de colorees que se deben a las diferencias entre las interacciones de las moléculas de I2 y el disolvente. Sólo se disuelve ligeramente en agua, a menos que se encuentren presentes iones I-, en cuyo caso se forma el ion triyoduro , de color marrón.Su número atómico es 53; su símbolo es I; tiene una masa molar de 126.90 g/mol; un punto de fusión de 114°C y un punto de ebullición de 185°C; una densidad de 4.95 g/cm3 a una temperatura de 25°C.

VI.III. Como se encuentra en la naturaleza e Isótopos.

Formas en las que se encuentra en la naturaleza.

Se encuentra en forma de iones yoduro en las salmueras y como impureza en el nitrato de chile. La mejor fuente natural de yodo es la salmuera de los pozos de petróleo, ya que el petróleo se produjo a partir de la putrefacción de los organismos marinos que habían acumulado yodo mientras estaban vivos.

Isótopos.

El yodo puede ser radioactivo. Los isótopos radioactivos se forman de manera natural durante reacciones químicas en la atmósfera. La mayoría de los isótopos radioactivos del yodo tienen unas vidas medias muy cortas y se transformarán rápidamente en compuestos estables de yodo. Sin embargo, hay una forma radioactiva del yodo que tiene una vida media de millones de años y que es seriamente perjudicial para el medio ambiente. Este isótopo entra en el aire desde las plantas de energía nuclear, donde se forma durante el procesamiento del uranio y el plutonio. Los accidentes en las plantas nucleares han provocado la emisión de grandes cantidades de yodo radioactivo al aire.

El único isótopo estable del yodo es el 127I (53 protones, 74 neutrones). De los 22 isótopos artificiales (masas entre 117 y 139), el más importante es el 131I, con una vida media de 8 días; se utiliza mucho en el trabajo con trazadores radiactivos y ciertos procedimientos de radioterapia.

VI.IV. Obtención.

El ion yoduro está presente en muy bajas concentraciones en el agua de mas, pero las algas marinas l extraen del agua y lo concentran. El yodo se recupera

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en cantidades comerciales de las algas marinas reducidas a cenizas, en las cuales las concentraciones ce acercan a 1%. El I- es oxidado a I2, utilizando al cloro o cualquier agente oxidante.Reacción de la oxidación del cloro:

Otra fuente comercial es un salitre chileno, el cual contiene yodato de sodio, NaIO3., el yodato es reducido a yodo libre utilizando al ion bisulfito como el agente reductor.

VI.V. Aplicaciones.

El yodo por si solo tiene pocas aplicaciones directas, pero disuelto en alcohol se usa comúnmente como antiséptico oxidante suave. Es un elemento crucial para los organismos vivos, donde se encuentra en forma de trazas; la deficiencia del yodo en los seres humanos conduce una hinchazón de la glándula de tiroides en el cuello.

La producción anual de yodo es apreciablemente menor que la de cloro o bromo pero, no obstante, el yodo tiene una amplia variedad de aplicaciones importantes como muestran los datos para 2001 en EEUU:

Los principales usos catalíticos suponen el complejo en los procesos de Monsanto para el ácido acético y Tennessee-Eastman para el anhídrido acético. La aplicación de yodo como estabilizante incluyen su incorporación al nailon utilizado en la fabricación de alfombras y neumáticos. Los complementos alimentarios yodados para animales son los responsables de que haya menos casos de bocio (engrosamiento de la glándula tiroides) que, por el contrario, con frecuentes en zonas donde el contenido de yodo en el suelo y el agua potable es bajo. Compuesto y aplicaciones:Una disolución alcohólica al 50% de yodo (en masa), se conoce como tintura de yodo y se usa en medicina como antiséptico.La sal de mesa yodada que se vende por lo general contiene 0.01% de KI o NaI, lo cual es suficiente para satisfacer el requerimiento de 1mg de yodo por semana para la formación de tiroxina1 en el cuerpo humano.

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El yoduro de plata, AgI, es un compuesto sólido amarillo que oscurece cuando se expone a la luz. Se puede usar en la siembra de nubes, ya que se puede formar un enorme número de núcleos (pequeñas partículas sobre las que se pueden formar cristales de hielo). Unos 1010 núcleos se pueden formar a partir de 1g de AgI por la vaporización de una disolución de yoduro de plata en acetona o en un lecho caliente. Entonces los núcleos se dispersan desde un aeroplano.

1Tambien llamada tetrayodotironina, es una importante hormona tiroidea compuesta por la unión de aminoácidos yodados. Su función es estimular el metabolismo de los hidratos de carbono y grasas, activando el consumo de oxigeno, así como la degradación de proteínas en la célula.

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