Embed Size (px)
Citation preview
Los Halógenos
Elementos que pertenecen a este grupo
Halógenos: en griego, “formadores de sales”. Los Halógenos se encuentran situados en el grupo 17 de la tabla
periódica. Los elementos incluidos dentro de este grupo son: flúor (F), cloro
(Cl), bromo (Br), yodo (I) y astato (At).
HALÓGENOS
Propiedades
Existen como moléculas diatómicas que contienen enlaces covalentes sencillos: X2 (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.
Propiedades
Reacciones de los halógenos libres
Reacción general Notas
nX2 + 2M 2MXn Con mayoría de metales
X2 + nX’2 2XX’n Formacion interhalógenos (n=1, 3, 5, ó 7); X>X’
X2 + H2 2 HX
3X2 + 2P 2PX3 P=As, Sb o Bi
5X2 + 2P 2PX5 No con I2
X2 + H2S S + 2HS
X’2 + 2X- 2X’- + X2
Haluros de hidrógeno
También conocidos como ácidos halhídricos.
X2 + H2 2 HX
Reacción con F2 para producir HF es explosiva y muy peligrosa.
Reacciones con Cl2 y Br2 fotoquímicas. Reacción con I2 muy lenta, incluso a altas
temperaturas e iluminación.
Todos los haluros de hidrógeno reaccionan con H2O para producir ácidos halhídricos.
H2O + HX H3O+ + X
_
Óxidos y oxoácidos de halógenos
Los halógenos forman varios óxidos que son agentes oxidantes poderosos y ácidos en agua.
En todos los oxiácidos el H está enlazado a un O.Las disoluciones concentradas de estos ácidos son
agentes oxidantes fuertes.El poder oxidante disminuye al aumentar el número
de átomos de oxígeno. 0 -1 +1
X2 + H2O HX + HOX (X=Cl, Br, I)
ác. Halhídrico ác. hipohaloso
Las fuerzas relativas de los oxiacidos de los halógenos dependen de dos factores: La EN del halógeno y el estado de oxidación del halógeno.
El único oxoácido de flúor que se ha preparado es HOF (ácido hiposulfuroso). Es muy inestable.
Formación de sales hipohalito: halógeno + base diluida fría
X2 + 2NaOH NaX + NaOX +H2O (X=Cl, Br, I)
haluro sódico hipohalito sódico
Los hipohalitos se utilizan como agentes blanqueantes o desinfectante:
Ej: Cl2 reacciona con H2 para formar HCl y HOCl. El ácido hipocloroso se descompone luego en HCl y radicales O (agentes oxidantes muy fuertes) que matan a las bacterias.
Los ác. Fluoroso y yodoso aparentemente no existen.
REACTIVIDAD
Los halógenos libres reaccionan con la mayoría de metales y no metales para formar muchos compuestos iónicos y covalentes. Ejemplo: Todos los metales del grupo IA reaccionan con todos los
halógenos para formar compuestos binarios iónicos simples.
Forman compuestos como haluros metálicos y no metálicos, óxidos y oxoácidos de halógenos.
Actúan como agentes oxidantes en la mayoría de sus reacciones.
F2(g) + 2X_
(ac) 2 F_
(ac) + X2
0 t -1 t’>t
La capacidad oxidante de los X2 disminuye
al bajar en el grupo.La capacidad reductora
del X_
aumenta al bajar en el grupo.
Reacciones de F2 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.
Haluros de halógenos
También conocidos como compuestos interhalógenos.
Los halógenos reaccionan exotermicamente 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.
3H2O(l) + BrF5 5HF(g) + HBrO3(ac) +5 +5
UN HALURO ES UN COMPUESTO BINARIO EN EL CUAL UNA PARTE ES UN ÁTOMO HALÓGENO Y LA
OTRA ES UN ELEMENTO O RADICAL QUE ES MENOS ELECTRONEGATIVO
QUE EL HALÓGENO. SEGÚN EL ÁTOMO HALÓGENO QUE FORMA EL
HALURO ÉSTE PUEDE SER UN FLUORURO, CLORURO, BROMURO
O YODURO.
Haluros y anhídridos
Todos los metales del Grupo 1 forman haluros con los halógenos, los cuáles son sólidos blancos.
Los haluros metálicos son utilizados en lámparas de descarga de alta intensidad, llamadas también lámparas de haluro metálico, como las que se utilizan actualmente en el alumbrado público.
Se pueden preparar de dos maneras:
Combinar el halógeno y el metal para dar el ión del metal con el número de oxidación mas alto
2Fe + 3Cl2= 2FeCl3
O combinar el metal y el halogenuro del hidrogeno
Fe+ 2HCl= FeCl2 + H2
Sales anhidras
Deshidratación de los haluros hidratados.Los haluros hidratados se obtienen por disolución de metales, óxidos o carbonatos en disoluciones acuosas de ácidos halogenados, seguida de evaporación o cristalización. Estos compuestos pueden deshidratarse en ocasiones por calentamiento al vacío, pero este procedimiento con frecuencia conduce a la obtención de productos impuros u oxohaluros. La deshidratación de los cloruros puede llevarse a cabo con cloruro de tionilo y, en general, los haluros pueden tratarse con 2,2‑dimetoxipropano:
Reacción común para deshidratación de sales
COMPUESTOS FORMADOS POR UN
HALOGENURO Y UN NO METAL DEL GRUPO 13
Haluros moleculares
La mayoría de los elementos electronegativos y de los metales en estados de oxidación elevados forman haluros moleculares. Estas sustancias son gases, líquidos o sólidos volátiles cuyas moléculas se mantienen unidas solamente por fuerzas de van der Waals.
Probablemente existe una correlación aproximada entre el aumento de la covalencia metal al halógeno y el incremento de la tendencia a la formación de compuestos moleculares. Así , los haluros moleculares se denominan a veces haluros covalentes. Es preferible la denominación "molecular", puesto que establece un hecho.
La formación de puentes haluro entre dos o tres átomos diferentes es un hecho estructural importante. La situación más común es que entre dos átomos metálicos se encuentren implicados dos átomos de halógeno, pero se conocen ejemplos en los que existen uno o tres átomos puente.
Esos puentes se utilizan para representar la existencia de un enlace covalente a un átomo metálico y la donación de un par electrónico a otro, como en 20‑1, pero los datos estructurales muestran que los dos enlaces a cada átomo de halógeno puente son equivalentes, como se observa en 20‑11. La teoría de orbitales moleculares proporciona una formulación sencilla y flexible en la que el grupo M‑X‑M se considera como de 3 centros y 4 electrones.
La formación de puentes haluro entre dos o tres átomos diferentes es un hecho estructural importante. La situación más común es que entre dos átomos metálicos se encuentren implicados dos átomos de halógeno, pero se conocen ejemplos en los que existen uno o tres átomos puente. Esos puentes se utilizan para representar la existencia de un enlace covalente a un átomo metálico y la donación de un par electrónico a otro, como en 20‑1, pero los datos estructurales muestran que los dos enlaces a cada átomo de halógeno puente son equivalentes, como se observa en 20‑11. La teoría de orbitales moleculares proporciona una formulación sencilla y flexible en la que el grupo M‑X‑M se considera como de 3 centros y 4 electrones.
ÁCIDO DÉBIL QUE EN SOLUCIÓN ACUOSA SE VUELVE BÁSICA
CLO-(AC) + H2O(L)= HCLO (AC) + 2OH- (AC)
ENTRE LOS USOS MAS IMPORTANTES, ES EL USO PARA DECOLORAR PULPA DE MADERA Y TEXTILES. Y COMO
DESINFECTANTES-
Ácido hipocloroso
Actúa como agente reductor:
2HClO(ac) + H+(l) +2e = Cl2(ac) + H2O(l)
Obtencion del ión hipoclorito:
2Cl- (ac) Cl2(ac) +2e- ánodo2H2O(l) + 2e- H2(g)+2OH-(ac) cátodoCl2 (ac) + 2OH- (ac) Cl- (ac) +ClO-(ac) H2O(l)
reacción del mezclado
SON COMPUESTOS DE PARES DE HALÓGENOS, QUE TIENEN LAS FORMULAS (EN EL CASO
NEUTRO): XY, XY3, XY5, XY7 DONDE,
X= HALÓGENO CON MAYOR MASA ATÓMICA Y = HALÓGENO CON MENOR MASA ATÓMICA
Interalogenaciones
Solo con el F2 se alcanzan los estados de oxidación mas altos.
Se pueden preparar de sus respectivos constituyentes
Cl2(g)+3F2(g) 2ClF3(g)
por rutas indirectas
KCl(s) + 3F2(g) KF + ClF5
KI(s) + 4F2(g) KF+ lF7
Los interhalogenos sencillos tienen colores intermedios de los sus constituyentes (ClF)
Sus puntos de fusión y ebullición que la media de los valores correspondientes, por esta razón se les considera iónico
Puede heredar propiedades químicas del constituyente mas electronegativo
El único compuesto interhalogenado producido industrialmente es ClF3 usado en reactores nucleares para la separación de uranio de los productos de la fisión
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.
La fuente principal de flúor es el CaF2, insoluble y que se encuentra en depósitos sedimentarios (fluorita). Algunos otros compuestos de esta naturaleza son Na3AlF6 (criolita) y fluorapatito.
En 1886, Henri Moissan preparó flúor por electrólisis de una disolución de KF en HF(l) utilizando una celda electrolítica.
Electrólisis
2 HF H2(g) + F2(g) KF-2HF(l)
El flúor estabiliza los estados de oxidación altos: IF7, PtF6, BiF5, KAgF4.
La mayor parte de los compuestos interhalogenados son muy reactivos. Por ejemplo, el ClF3 y el BrF3, reaccionan de forma explosiva con el agua, los materiales orgánicos y algunos inorgánicos.
El intercambio de halógeno es muy importante en la síntesis de fluoruros a partir de cloruros, empleando diversos fluoruros metálicos como CoF3 o AsF5. Este tipo de sustitución se emplea mucho en los compuestos orgánicos fluorados.
Sustitución de cloro empleando HF. Se requieren catalizadores como SbCl5 o CrF4.
Sustitución electrolítica de hidrógeno por flúor. C8H18 C8F18 Sustitución directa del hidrógeno por flúor.
Fluoración catalítica C6H6 + 9 F2 265º C C6F12 + 6 HF
Reacción del sustrato en estado sólido con F2 diluido con He durante un periodo largo a temperatura baja.
Fluoración en fase de vapor de compuestos orgánicos. Otros métodos Descomposición térmica de fluoroboratos aromáticos produce compuestos
fluoroaromáticos. C6H5N2Cl NaBF
4 C6H5N2BF4 calor C6H5F + N2 + BF3 El difluoruro de oxígeno OF2 es el compuesto binario de flúor y oxígeno más
estable y se prepara pasando flúor a través de una disolución acuosa diluida de OH-
2 F2(g) + 2 OH-(ac) OF2 (g) + 2 F-
(ac) + H2O(l)
Compuestos importantes de Flùor Compuesto Aplicaciones Na3AlF6 - Obtención de aluminio BF3 - Catalizador CaF2 - Componentes ópticos, obtención de HF, fundente
metalúrgico ClF3 - Fluoración, reprocesado de combustibles
nucleares HF - Obtención de F2, AlF3, Na3AlF6 y fluorocarbonos. Grabar y disolver vidrio LiF Obtención de cerámica, soldadura NaF - Fluoración de aguas, profilaxis dental, insecticida SF6 - Gas aislante en dispositivos eléctricos de alto
voltaje SnF2 - Preparación de pastas de dientes UF6 - Obtención de combustible de uranio para reactores
nucleares Politetrafluoroetileno Plástico denominado teflón Hidroclorofluorocarbonos Refrigerantes
El cloro (El cloro (ClCl2 2 ))
Abundancia
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).
Obtención
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:
a) electrólisis en fase fundida (método Down): se produce la eléctrolisis de NaCl fundido; se añade CaCl2 para reducir la T de operación aproximadamente a 870 K, ya que el NaCl puro funde a 1073 K. El diseño de la célula de eléctrolisis es crítico para impedir que vuelva a formarse NaCl por recombinación de Na y Cl2.
Método Down
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)
Se dispone de tres tipos de células electrolíticas:
a) La célula de membrana: en la cual se coloca entre ánodo y cátodo una membrana de intercambio de cationes, con elevada permeabilidad para los iones Na+ y baja permeabilidad para los iones Cl- y [OH]-. Dichas disoluciones son de elevada pureza.
Célula de membrana
b) método del diafragma: que utiliza un diafragma (lámina porosa) de amianto para separar el cátodo de acero y el ánodo de grafito o titanio recubierto de platino.
c) método de la amalgama (de mercurio): utiliza un cátodo de mercurio: el sodio forma con el Hg: NaOH, H2 y Hg. las electrólisis con cátodos de mercurio han estado acusadas de contribuir a la contaminación atmosférica y acuífera.
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.
Ejemplos:
MnO2 (s) + 2 Cl- (ac) + 4 H+(ac) ------ Mn2+ (ac) + Cl2 (g) + 2 H2O(l)
2 MnO- 4 (ac) + 10 Cl-+ 16 H+ ------- 2 Mn2+(ac) + 5 Cl2 (g) + 8
H2O(l)
PbO2 (s) + 4 H+(ac) + 2 Cl- (ac) -------- Pb2+
(ac) + Cl2 (g) + 2 H2O(l)
Extracción
Por ser muy activo químicamente, no se encuentra libre en la naturaleza. Su compuesto más abundante es el NaCl.
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, NaClO3 y otros haluros (10 %).
4. también, se usa en la industria de los plásticos
Medicinas Más del 80 % de todos los medicamentos y
vitaminas sintéticas, se elaboran con cloro y en un 30 % de los mismos, el cloro forma parte indispensable de ellos.
Desinfectantes El cloro se emplea como un desinfectante barato y
fiable en piscinas y agua potable, sobre todo en el tercer mundo.
Plásticos El cloro se utiliza para fabricar plásticos con
grandes aplicaciones, tales como PVC y PVDC. Son importantes los compuestos orgánicos: 1,2- dicloroetileno y cloruro de vinilo para la industria de polímeros.
Catalizadores Por ejemplo, FeCl2, FeCl3, AlCl3. El cloro se utiliza
para fabricar catalizadores para la obtención de cadenas de polietileno (HDPE, LLDPE) y polipropileno (PP) de alta y baja densidad.
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. Destructivo de la capa de ozono Como los clorofluorocarburos (CFCs) contribuyen a la destrucción
de la capa de ozono. Pesticidas Por ejemplo, el hexaclorobenceno (HCB), el para-
diclorodifeniltricloroetano (DDT), el toxafeno, etcétera.
Propiedades
Propiedades físicas Es un gas de color amarillo
verdoso. Tiene olor fuerte, penetrante e irritante. Puede ser licuado con más facilidad que otros gases (a la presión de 6,8 atmósferas y a 20ºC). Es más pesado que el aire.
Es soluble en el agua; su solución se conoce corno “agua de cloro.
Propiedades químicas. Su molécula es diatómica: Cl2 Es extremadamente reactivo.
Por la variabilidad de sus valencias (-1, +1, +3, +5, +7) produce reacciones de oxidación y reducción. (En el HCI se reduce y en el HCIO se oxida). Con excepción del flúor, es el más activo de los no metales; se combina con muchos elementos metálicos formando cloruros.
En las reacciones químicas que producen calor y luz, demuestra que, al igual que el oxígeno, es comburente por favorecer, la combustión (es un gran oxidante).
El cloro tiene isótopos con masas desde 32 uma hasta 40 uma. Sólo dos de éstos se encuentran estables en la naturaleza: el 35Cl, estable y con una abundancia del 75,77%, el 37Cl, también estable y con una abundancia del 24,23%. Con unas proporciones relativas de 3:1 respectivamente, lo que da un peso atómico para el cloro de 35,5 uma.
Z Nombre del
Núclido
Vida Media Spin Abundan
cia (%)
Masa Atómic
a (uma)
17 Cloro-35 Estable 3/2 75,53 34,9689
17 Cloro-36 3.010.000 años 2 0,00 35,9797
17 Cloro-37 Estable 3/2 24,47 36,9659
17 Cloro-38 37,2 minutos 2 0,00 38
Precauciones
Corrosivo para los ojos, piel y sistema respiratorio.
El Cloro es un gas muy tóxico. Se está indicando que lo rotulado con este pictograma lo contiene en alguna forma, y lo hace peligroso.
El cloro, por sí mismo, no es inflamable, pero puede reaccionar explosivamente o formar parte de un compuesto explosivo con otras sustancias químicas como la trementina y el amoníaco.
Una concentración de 2,5 mg/l en el aire causa la muerte en pocos minutos. Se puede detectar por el olor a concentraciones que no son peligrosas.
Características de compuestos
Los compuestos de cloro son emitidos principalmente por la industria petroquímica, los procesos de combustión de materiales plásticos u otros que contengan cloro.
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 también 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 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 aunque en diferentes condiciones y con distinta intensidad. 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 ya no tiene lugar la reacción. Por ello puede guardarse en cilindros de acero o de hierro.
El agua de cloro puede disolver al oro y al platino que son metales muy resistentes a los agentes químicos.
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 llamada agua de Javel.
El cloro se combina directamente con la mayoría de los elementos no metálicos, a excepción del carbono y nitrógeno.
Los óxidos de cloro son materiales peligrosos con tendencia a explotar. El monóxido de dicloro, Cl2O, se obtiene como un gas amarillo-marrón por acción de Cl2 sobre óxido de mercurio II o carbonato de sodio húmedos.
El cloro forma una serie completa de oxoácidos en estos estados de oxidación: +1, +3, +5, +7., pero el bromo y el yodo no lo hacen. Sólo se han aislado en forma pura unos pocos oxoácidos (HClO4, HIO3, HIO4, H5IO6); el resto son estables en disolución acuosa.
Datos extra
Descubridor: Carl Wilhelm Scheele(1742-1786) (sueco) - 1774
Etimología: del griego khloros (verde)Se consideró que era un compuesto hasta
que Humprey Davy demostró en 1810 que era un elemento y le puso el nombre por su color verde amarillento.
Fue el primer gas usado como arma química en la primera guerra mundial como asfixiante.
BROMO (Br2 )
CARACTERISTICAS
- numero atómico 35
- El bromo a temperatura ambiente es un liquido rojo, volátil y denso.
-Único elemento no metalico que se encuentra en estado líquido a temperatura ambiente.
-No es un elemento de importancia industrial por su precio mayor al del cloro
-Se parece químicamente al cloro, pero es menos reactivo; algunas reacciones son más violentas que las del cloro por estar en estado líquido y al haber mayor aglomeración molecular
-Isótopos En la naturaleza se encuentran dos 79Br y 81Br, los dos con una abundancia de cerca del 50%
.-no es muy soluble en agua y se disuelve mejor en disolventes no polares como el, CS2, o CCl4.
-Reacciona fácilmente con muchos elementos y tiene un fuerte efecto blanqueante
-Es altamente corrosivo para los metales ferrosos
HISTORIAEl bromo del griego bromos, que significa hedor (Olor desagradable y penetrante)
en 1826 por Antonie Jerome Balardlard, Químico francés
se produjo en cantidades importantes hasta 1860.
Abundancia y obtención
- La mayor parte del bromo se encuentra en el mar en forma de bromuro, Br-.
- El bromo molecular, Br2 se obtiene a partir de las salmueras, mediante la oxidación del bromuro con cloro,
2Br- + Cl2 → Br2 + 2Cl-
Es necesario emplear un proceso de destilación para separarlo del Cl2.
. 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
Estados de oxidación
Estados de oxidación. Los más comunes son -1 (lo más común),+1(con cloro) (+3 con flúor) y +5 (con oxígeno).
El estado de oxidación +1 es poco estable en disolución (ion hipobromito, BrO-)
El estado de oxidación +3 es poco estable en disolución acuosa ( ion bromito, BrO2
-, ácido bromoso, HBrO2. muy inestable)
El estado de oxidación +5 (ion bromato, BrO3-)El
bromato es un oxidante fuerte más oxidante que el clorato y cinéticamente más reactivo. Es además un carcinógeno
El ion perbromato, BrO4-, con un estado de oxidación
+7, se reduce con relativa facilidad y se prepara con dificultad: empleando flúor elemental o por métodos electrolíticos, es un oxidante muy fuerte
COMPUESTOS
El BrO3F (fluoruro de perbromilo)es un agente inestable y muy reactivo que destruye hasta el teflón.
Forma compuestos con otros halógenos (interhalógenos). Por ejemplo, BrF5, BrF3, IBr
reacciona explosivamente con casi todas las sustancias muy similar en reactividad al ClF3 capaz de hacer arder a las sustancias utilizadas como extintores, el agua, vidrio, óxidos,
compuestos orgánicos bromados, El bromuro de metilo, CH3Br, 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,
USOS SALUD Y MANEJO
Algunos de sus compuestos se han empleado en el tratamiento contra la epilepsia y como sedantes
MANEJO
. irritante tanto para los ojos como para la garganta;
en contacto con la piel produce quemaduras dolorosas.
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.
USO FOTOGRAFIA
El Bromuro de plata AgBr,es
ampliamente utilizado en el campo
de la fotografia debido a su
sensibilidad a la luz.
El bromuro de plata se emplea en la
emulsion del papel fotografico Las
sales se depositan en suspension en
una capa de gelatina. Cuando la luz
incide sobre el compuesto, la plata y
el Bromuro se disocian
De este modo las zonas iluminadas
(por la proyección del negativo) del
papel fotográfico tras un proceso
químico de revelado se contrastan
del fondo tornándose oscuras o
negras.
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.
Datos acerca de…
Nombre Yodo
Número atómico 53
Electronegatividad 2,5
Radio covalente (Å) 1,33
Radio iónico (Å) 2,16
Configuración electrónica [Kr]4d105s25p5
Primer potencial de ionización (eV) 10,51
Masa atómica (g/mol) 126,904
Densidad (g/ml) 4,94
Punto de ebullición (ºC) 183
Punto de fusión (ºC) 113,7
Descubridor Bernard Courtois en 1811
Química
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
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.
Salud
El yodo es esencial para el funcionamiento correcto de la tiroides, que a su vez es esencial para la buena salud.
Una ingestión baja (o muy alta) de yodo puede causar hipotiroidismo.
Compuestos
El yodo diatómico (I2) en una disolución de yoduro (I-) forma poli yoduros como el triyoduro, I3
-, o el pentayoduro, I5-. También
forma compuestos con otros haluros, por ejemplo el IF8
-. 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).
Compuestos 2
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 (IO3- pueden obtenerse a partir de
yodo molecular con un oxidante fuerte). Algunos yoduros de metales pueden obtenerse
por síntesis directa, por ejemplo: Fe + I2 → FeI2
Y a partir de éste pueden obtenerse otros por sustitución.
ASTATO
ASTATO
Astato (At). 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.
ASTATONúmero atómico 85Electronegatividad 2 Electronegatividad 2,0Configuración electrónica [Xe]4f14 5d10 6s2 6pMasa atómica (g/mol) 210Punto de fusión(ºC) 302DescubridorD.R. Corson 1940
ASTATO
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.
ASTATO
La cantidad total de ástato en la corteza terrestre es menor que 28 g (1 onza).
Al igual que el halógeno yodo, se extrae con benceno cuando se halla como elemento libre en solución.
El ástato se estudia en unos pocos laboratorios de investigación donde su alta radioactividad requiere precauciones y técnicas de manipulación especiales.
BIBLIOGRAFÍA
Petrucci and Hardwood. “Química General”, Octava Edición, Prentice Hall. 2003
K.W. Whitten y col., “Química General”, Quinta Edición, McGraw-Hill, 1998
R. Chang, “Química”, Sexta Edición, McGraw-Hill, 1999 Silberberg, “Química”, McGraw-Hill, 2002 M. Paraira, “Introducción a la formulación y nomenclatura
química inorgánica-orgánica” Vicens-Vives, 1995 Diversas webs de internet.
