Equipo : PlatinoIntegrantes:

Cruz Reyes Víctor ManuelGutiérrez Lastiri Beatriz Virginia

Hernández Ventura CristinaLópez Salazar Fátima

Ponce Navarrete GustavoYessenia

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 Flúor Cloro Bromo YodoConfiguración [He]2s2p5 [Ne]3s2p5 [Ar]3d104s2p5 [Kr]4d105s2p5

Masa Atómica (uma) 18,9984 35,4527 79,904 126,90447Punto de Fusión (K) 53,6 172,18 265,9 386,7Punto de Ebullición

(K)85 239,2 331,94

457,5

Densidad (kg/m³) 1516 2030 4050 4930Calor de Fusión

(kJ/mol)1,0 6,4 10,8

15,3

Calor de Vaporización (kJ/mol)

6,5 20,4 29,642,0

Calor de Atomización (kJ/mol de átomos)

79,0 121,0 112,0107,0

Estados de Oxidación-1 -1, +1, +2, +3 ,

+4, +5, +6, +7-1, +1, +3 , +4,

+5, +7 -1, +1, +3 , +5, +7

1ª Energía de Ionización (kJ/mol)

1681 1251,1 1139,91008,4

2ª Energía de Ionización (kJ/mol)

3374,1 2297,3 2103,41845,8

3ª Energía de Ionización (kJ/mol)

6050,3 3821,8 3473,43184

Afinidad Electrónica (kJ/mol)

328 349 324,7295,2

Radio Atómico (Å) 0,57 0,97 1,12 1,32Radio Covalente (Å) 0,72 0,99 1,14 1,33

Radio Iónico (Å)F- = 1,31 Cl- = 1,81 Å

Cl+7 = 0,26 ÅBr- = 1,95

Br+7 = 0,39 I- = 2,16 I+7 = 0,50

Volumen Atómico (cm³/mol)

17,1 22,7 23,525,74

Polarizabilidad (ų) 0,6 2,2 3,1 5Electronegatividad

(Pauling)3,98 3,16 2,96

2,66

Poder oxidante

E°

I2 Br2 Cl2 F2

0.54 1.09 1.36 2.87 I- Br - Cl - F -

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)

Oxoácidos de los halógenosNúmero de

oxidaciónFórmula Nombre Ejemplo

7 HXO4 Ácido perhálico

HClO4HBrO4HIO4

5 HXO3 Ácido hálico HClO3HBrO3HIO3

3 HXO2 Ácido haloso HClO2HBrO2

1 HXO Ácido hipohaloso

HFOHClOHBrOHIO

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

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)

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)

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

2HFelectrólisisKF∙2HF (l)ሱۛ ۛ ۛ ۛ ۛ ۛ ሮ H2ሺgሻ+ F2ሺgሻ

2F− →F2ሺgሻ+ 2eത 2H+ + 2 eത → H2ሺgሻ

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

Debido a esta reacción, el HF debe almacenarse en recipientes especiales recubiertos de teflón o polietileno.

El HF se puede obtener mediante:

SiO2ሺsሻ+ 4HFሺaqሻ → 2H2Oሺlሻ+ SiF4ሺgሻ

CaF2ሺsሻ+ H2SO4ሺaq concdሻ ∆՜ CaSO4ሺsሻ+ 2HFሺgሻ

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:

XY XY3 XY5 XY7

ClF(g) ClF3 (g) ClF5 (g)

BrF (g) BrF3 (l) BrF5 (l)

IF5(l) IF7(g)

2Co3O4ሺsሻ+ 6ClF3ሺsሻ → 6CoF3ሺsሻ+ 3Cl2ሺgሻ+ 4O2ሺgሻ

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:

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:

2F2ሺgሻ+ 2OH−ሺacሻ → OF2ሺgሻ+ 2F−ሺacሻ+ H2Oሺlሻ

Puሺsሻ+ 3O2F2ሺgሻ → PuF6ሺgሻ+ 3O2ሺgሻ 2F2 + 2HgO + H2O → 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:

Cuando R es arilo, el CoF3 produce 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:

RH ሺlሻ+ 2CoF3ሺsሻ → RFሺlሻ+ 2CoF2ሺsሻ+ HFሺlሻ R= alquilo o arilo

C6H6ሺlሻ+ 18CoF3ሺsሻ → C6F12ሺlሻ+ 18CoF2ሺsሻ+ 6 HFሺlሻ

2CoF2ሺsሻ+ F2ሺsሻ → 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 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) + 2e- 2 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) NaHSO4(s) +HCl(g)

Segunda etapa a 550°C NaHSO4(s) + NaCl(s) 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 HClEste 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 (1872-1933) 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)

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.

Laboratorio

2Br− + Cl2 ⇋Br2 + 2Cl−

2H2SO4 + 2KBr →K2SO4 + Br2 + SO2 + 2H2O

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+ 𝐻2𝑂

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 NaOHBrO3

- + 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 O2KBrO3 + O2

Afinidad por el HidrógenoH2S + Br2 2HBr + S

Br2 + H2 2 HBr a 400°C ataca el vidrio

Afinidad por los metales2NaI + Br2- 2NaBr +I2 Entre 50 y 80°C rendimientos

cuantitativos de BrO3-3Br2 + 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 ώς- 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 CourtisEstados 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 + 2Cl-

U + n → Sr+ Xe + 3 n

Xe → Xe+14 n

Xe I+

235

92

10

90

38

143

541

0

143 54

12954

10

→ 129

54

129

53

0

0

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.

por hidrólisis parcial

(IO)2SO4I2O4(sólido amarillo)

Por ozonación

2I2+3 O3 I4O9

2HIO3240°cI2O5+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+6ClOClO32I(OClO3)3+3Cl2CsI+4ClOClO3Cs[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.

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.