Los halogenos

Características y Propiedades de los Halogenos

1. Halógenos

2. Halógenos
Son los elemento que forman el grupo
17 (anteriormente grupo VII A) de la
tabla periódica: flúor, cloro, bromo,
yodo y ástato
En estado natural se encuentran como
moléculas diatómicas químicamente activas
[X
2
]. Para llenar por completo su último nivel
energético (s
2
p
5
) necesitan un electrón más,
por lo que tienen tendencia a formar un ion
Son elementos oxidantes (disminuyendo
esta característica al bajar en el grupo), y el
flúor es capaz de llevar a la mayor parte de
los elementos al mayor estado de oxidación
que presentan.

3. Aplicaciones
Lámparas halógenas
Anticongelante freón
La resina, teflón,
Lubricante
Insecticidas

4. Moléculas halógenas diatónicas

5. CRONOLOGIA DE LOS
HALOGENOS

6. Curiosidades
•Debido a su reactividad,
ninguno de los halógenos se
encuentra en estado libre en
la naturaleza.
•Generalmente, se encuentran
en forma de haluros (X
¯
),
siendo el fluoruro el más
abundante en la corteza
terrestre.
•Además de la gran cantidad
de depósitos minerales de
haluros, particularmente
NaCl y KCl, existen una
cantidad enorme de cloruro y
bromuro en las aguas de los
océanos..

7. Abundancia en la Naturaleza

9. FLUOR
•Ocupa el 17º lugar en orden de abundancia en la corteza
terrestre.
•El flúor se presenta en la naturaleza en forma combinada
como fluorita, criolita y apatita.
•La fluorita, de la que se deriva generalmente la mayoría de
los compuestos de flúor, se encuentra en minas de los
Estados Unidos en grandes depósitos en el norte de
Kentucky y el sur de Illinois.
•El flúor también se presenta como fluoruros en el agua del
mar, ríos, y en formas minerales, en los tallos de ciertos
pastos y en los huesos y dientes de animales.

10. Estructura cristalina del FLUOR como
elemento sólido

11. Propiedades
•El flúor es un gas de color amarillo pálido,
ligeramente más pesado que aire, corrosivo y de
olor penetrante e irritante.
• Es sumamente tóxico y es el no metal más
reactivo.

13. Propiedades
•Es muy oxidante y forma fluoruros, que figuran entre los
más estables de todos los compuestos químicos,
directamente con casi todos los elementos menos con el
nitrógeno, cloro, y oxígeno.
•A temperatura ambiente, sin necesidad de aporte de
energía alguno, cuando entra en contacto con el
hidrógeno produce una reacción explosiva.
•El flúor debe manejarse con mucha precaución.
•El ácido fluorhídrico (fluoruro de hidrógeno, HF o H2F2),
es uno de los compuestos de flúor más importantes, se
prepara calentando fluoruro de calcio con ácido sulfúrico.
•El ácido fluorhídrico es sumamente corrosivo y se
conserva en plomo o acero .

14. Preparación
•La preparación de flúor como
elemento libre es difícil porque
el flúor libre es muy reactivo.
•Industrialmente el flúor gaseoso
se obtiene por electrólisis de una
mezcla fundida que contiene el
40% de ácido fluorhídrico
anhidro (HF) y el 60% de fluoruro
ácido de potasio KHF2 , y el flúor
líquido se puede preparar
pasando el gas a través de un
tubo de goma o metal rodeado
por aire líquido.

15. Usos
•Se usa para hacer polímeros tal como Teflón (-F2C-CF2-) que es
una resina resistente al calor y a los agentes químicos.
•El freón (CF2Cl2 ), Pasta dental (Fluorofosfato de sodio) y en el
tratamiento de aguas (KF).
•La utilización de los CFCs produce un grave perjuicio
medioambiental porque genera la descomposición de grandes
cantidades de ozono a nivel atmosférico ( agujero de la capa de
ozono) , por donde los rayos UV atraviesan sin ser filtrados
produciendo desequilibrios atmosféricos y problemas para la
salud.
•En el tratamiento de aguas el flúor desempeña un papel
antiséptico similar al del cloro pero contribuye a mejorar la salud
dental de la población evitando las caries.

16. Cloro

17. Abundancia y estado natural
•El cloro libre no se encuentra en la naturaleza, pero
sus compuestos son minerales comunes, y es el 20º
en orden de abundancia en la corteza terrestre.

18. Estructura cristalina del elemento
CLORO sólido

19. Propiedades
•El cloro es un gas amarillo verdoso
de olor penetrante e irritante,
denso y venenoso que puede
licuarse fácilmente a la presión de
6,8 atmósferas y a 20ºC.
•El cloro gaseoso se disuelve bien
en agua: a la presión atmosférica
y a 0ºC, 1 litro de agua disuelve 5
litros de cloro gaseoso dando una
disolución que se conoce como
agua de cloro.

20. Propiedades

21. Propiedades
•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 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. .
•Reacciona reversiblemente con el vapor de agua formando ácido
clorhídrico y liberando oxígeno:
Cl
2
+ H
2
O ↔ 2HCl + ½O
2

22. Preparación
•El proceso fundamental para
obtener cloro consiste en
eliminar el electrón del ión
cloruro.
•Esto puede conseguirse por
electrólisis de cloruros
disueltos o fundidos o a través
de la acción de oxidantes sobre
el ácido clorhídrico.
•La mayoría del cloro es
producido por electrólisis de
una solución ordinaria de sal,
con el hidróxido de sodio como
subproducto.

23. Usos
•Su uso principal está en el
blanqueo de materiales como la
pasta de papel, el algodón y el
lino.
•Se utiliza ácido clorhídrico para
la industria.
•El NaClO ( Hipoclorito de sodio)
se utiliza en el tratamiento de
las aguas como desinfectante.
•Los orgánicos clorados:
disolventes como los
cloroalcanos, insecticidas,
fabricación de polímeros como
el PVC, fármacos, etc.

24. BROMO
•El bromo no se encuentra en
la naturaleza como elemento
libre, sino formando
principalmente bromuros.
•El agua del mar, que
contiene una concentración
media de 65 ppm de bromo,
es su principal fuente de
obtención.
ESTRUCTURA CRISTALINA

25. VALORES DE LAS PROPIEDADES

26. PROPIEDADES
•A temperatura ambiente es
un líquido de color rojo
oscuro, que se volatiliza con
facilidad produciendo un
vapor rojizo venenoso .
•Debe manejarse con sumo
cuidado porque en contacto
con la piel, ocasiona graves
heridas .
• El bromo es ligeramente
soluble en agua, y por
encima de los 7ºC forma con
ésta un sólido rojizo
hidratado, Br2•10H2 O.
•Soluble en disolventes orgánicos
como alcohol, éter, cloroformo y
sulfuro de carbono.

27. USOS
•El bromo se utiliza en la
preparación de ciertas
tinturas y de dibromoetano (
bromuro de etileno),
antidetonante para la
gasolina.
•Los bromuros se usan en
fotografía (AgBr) como
emulsión, en medicina (KBr)
como sedante y en la
producción de petróleo y gas
natural.

28. YODO
•Descubierto en 1.811 por
Bernard Courtois), un fabricante
francés de nitro.
•Confirmado por Charles
Desormes y Nicholas Clément.
•Al calentar cenizas con ácido
sulfúrico se desprendía un vapor
de color violeta y solidificaba en
escamas gris brillante.
•En 1814 Gay-Lussac demostró
que se trataba de un nuevo
elemento y le llamó yodo, del
griego violeta.

29. Abundancia y estado natural
•El yodo es un elemento
relativamente raro, 62º en
abundancia en la
naturaleza (agua de mar y
en el suelo y las rocas).
•Normalmente acompaña al
nitrato de Chile (NaNO
3
)
como impureza de yodato
sódico, NaIO
3
, en una
proporción aproximada del
0,2%.

30. VALORES DE LAS PROPIEDADES

31. PROPIEDADES
•Es un sólido cristalino a
temperatura ambiente, de color
negro azulado y brillante, que
sublima dando un vapor violeta
muy denso, venenoso,
•Por encima de los 450 ºC la
densidad del vapor disminuye
debido a la disociación de sus
moléculas en yodo
monoatómico.
•Es ligeramente soluble en agua,
pero se disuelve fácilmente en
una solución acuosa de yoduro
de potasio.
•Es también soluble en alcohol,
cloroformo, y otros reactivos
orgánicos.
•Se combina fácilmente con la
mayoría de los metales para
formar yoduros, y también con
los haluros metálicos.

32. PREPARACION
•La mayor parte del yodo que se consume procede del yodato
sódico (NaIO3) que se encuentra como impureza en el nitrato
de Chile (NaNO3).
2NaIO
3
+ 5NaHIO
3
= 3NaHSO
4
+ 2Na
2
SO
4
+ H
2
+ I
2
•Si se calienta y se evapora, el yodo sublima separándose del
resto de los sólidos. También puede obtenerse por la acción
del dióxido de manganeso y el ácido sulfúrico sobre los
yoduros:
2I
-
+ MnO
2
+ 4H
+
= Mn
++
+ 2H
2
O + I
2

33. IDENTIFICACION DEL YODO CON EL ALMIDON-
EFECTO DE LA TEMPERATURA

34. USOS
•En la medicina.
•Soluciones de yodo y alcohol
y complejos de yodo se
utilizan como antisépticos y
desinfectantes.
•Isótopos radiactivos del yodo
se usan en medicina nuclear
como trazadores .
•El yoduro de plata
dispersado en las nubes se
utiliza para producir lluvia
con fines agrícolas