Este trabajo fue hecho por alumnos del Huergo, por lo que si se lo utiliza para este establecimiento ruego que lo modifiques notoriamente para no provocarme problemas. Muchas gracias espero que te sirva

HALÓGENOS

LOS HALOGENOS (GRUPO VIIA)

Los elementos del grupo VIIA, se conocen como halógenos (en griego formadores de sales). El termino haluros se usa para describir sus compuestos binarios. El halógeno mas pesado, astato, es un elemento producido artificialmente del que solo se conocen isótopos radiactivos de vida corta.,

Nociones generales sobre los halógenos.

-El nombre halógeno significa productor de sales

-La familia de los halógenos comprende: el Flúor, el Cloro, el bromo, el Yodo y el astato

-Todos son monovalentes para el hidrógeno y para el oxigeno

-Poseen mucha afinidad para el hidrógeno. Esta afinidad decrece desde el Flúor al Yodo

-Con el hidrógeno forman hidrácidos y con los metales dan sales

-La afinidad de los halógenos por el oxigeno va decreciendo desde el yodo al flúor con el cual no se combina sino a muy altas temperaturas, al encontrarse parte del oxigeno al estado atómico

-Por esta razón de afinidad el yodo desaloja al bromo y al cloro de las combinaciones oxigenadas.

Los halógenos elementales existen como moléculas biatómicas que contienen enlaces covalentes sencillos. Sus altas electronegatividades indican que atraen fuertemente los electrones. Muchos compuestos binarios que contienen un metal y un halógeno son iónicos.

El pequeño ión fluoruro no se polariza (distorsiona ) fácilmente por los cationes, mientras que el gran ión yoduro si. Como resultado, los compuestos que contienen iones yoduro muestran un mayor carácter covalente que los que contienen iones fluoruro. Las propiedades de los iones Cl¯y Br¯son intermedias entre las del F¯e I¯.

PROPIEDADES

Propiedad	F	Cl	Br	I	At
Estado físico (25ºC, 1 atm)	gas	gas	liquido	sólido	sólido
Color	Amarillo pálido	Verde amarillento	Rojo marrón	Violeta (g);negro (s)	__
Radio atómico (Å)	0,64	0,99	1,14	1,33	1,40
Radio iónico (X¯)(Å)	1,36	1,81	1,95	2,16	___
e¯ más externos	2s²2p5	3s²3p5	4s²4p5	5s²5p5	6s²6p5
Primera energía de ionización (KJ/mol)	1,681	1,251	1,140	1,008	920
Electronegatividad	4,0	3,0	2,8	2,5	2,1
Punto de fusión (ºC, 1 atm)	-220	-101	-7,1	114	___
Punto de ebullición (ºC 1 atm)	-188	-35	59	184	___
Energía de enlace X X (KJ/mol)	158	243	192	151	___
Acción sobre el H2	Rápida en frío, aun en la oscuridad	Rápida en frío con luz	Rápida en caliente	Lenta aun calentando	___
Acción sobre el O2	Ninguna, solamente a muy elevada temperatura	Débil	Fuerte	Muy fuerte	___

Estudiando el cuadro anterior pueden obtenerse las siguientes conclusiones

A)Los puntos de fusión y de ebullición aumentan con el peso atómico

B)El estado físico y el color aumentan con el aumento del peso atómico

C)La afinidad de los halógenos con el oxigeno aumenta del flúor al yodo, es decir aumenta también con el peso atómico

D)La afinidad de los halógenos con el hidrógeno aumenta del yodo al flúor es decir al disminuir el `peso atómico

Afinidad por el hidrógeno. Decrece de fluor al yodo.

El fluor se combina con el hidrógeno con explosión, en la oscuridad y a cualquier temperatura, aun a -252º, estando el hidrógeno liquido y el fluor sólido.

El cloro se une con el hidrógeno a la luz difusa ; a la luz solar se combina con explosión.

El bromo, para combinarse con el hidrógeno, necesita un poco de calor. El yodo necesita mayor calor.

B)Afinidad por los metales. Disminuye del fluor al yodo

En consecuencia: El fluor desaloja a los otros tres: cloro, bromo, yodo de sus sales:

2KCl + F2 2KF + Cl 2 2NaBr + F2 2NaF + Br2

El cloro desaloja al bromo, y al yodo:

2KBr + Cl2 2KCl + Br2 2KI + Cl 2 2KCl + I2

El bromo desaloja al iodo de los yoduros:

2NaI + Br2 2NaBr +I2

C)Afinidad por el oxigeno .Aumenta del fluor al yodo

No se conocen combinaciones oxigenadas del fluor.

El cloro y el bromo no se unen directamente con el oxigeno, y los compuestos oxigenados de esos halógenos tienen poca estabilidad.

El yodo se combina directamente con el oxigeno ozonizado y los compuestos oxigenados del yodo son bastante estables.

Óxidos y oxácidos reales de los halógenos:

Los halógenos no se combinan directamente con el oxigeno, pero es posible obtener sus oxidos por metodos indirectos. Los oxidos del fluor y bromo se han incorporado recientemente a este grupo de compuestos, que vienen especificados en la siguiente tabla:

OXIDOS DEL FLUOR	OXIDOS DEL CLORO	OXIDOS DEL BROMO	OXIDOS DEL YODO
F2O	Cl2O ClO2 Cl2O7 Cl2O6	Br2O BrO2 BrO3	I2O2 I2O5

Ninguna tiene utilidad práctica, con excepción del Yodo, que sirve en la determinación de CO en fase de vapor.

Oxido de fluor: Se forma al hacer burbujear fluor a través de una disolución de hidróxido de sodio.

2Na+ + 2OH¯ + 2F2+ 2Na+ + 2F¯ + H2O + F2O

Monóxido de cloro: Se obtiene destilando acido hipocloroso a presión reducida.

2Cl2 + HgO HgCl2 + Cl2O

Dióxido de cloro: Se forma al descomponerse el ácido clorico.

3HClO3 HClO4 + 2ClO2 + H2O

Heptoxido de cloro (anhídrido perclórico):Se prepara quitando agua al ácido perclórico por medio de un deshidratante enérgico( P2O5)

2HClO4 + P2O5 2HPO3 + Cl2O7

En la tabla solo se incluyen los óxidos de mas importancia ; se tiene conocimientos de otros. Los óxidos de los halógenos no son muy estables; sucede en ellos lo contrario que en los compuestos hidrogenados, ya que la estabilidad aumenta aquí del fluor al yodo, con excepción de la de los óxidos del bromo. Además, a medida que aumenta el contenido de oxigeno en la serie de compuestos de cada halógeno, la estabilidad va siendo mayor; así, el HClO (ácido perclórico) es mas estable que el HClO (ácido clórico).

No se conocen oxácidos del fluor; los otros halógenos forman varios, en los cuales el halógeno existe en varios estados de oxidación. A medida que aumenta la proporción de oxigeno es mayor la covalencia del halógeno. En la siguiente tabla se indican las formulas de los oxácidos de los halógenos:

Estado de oxidación	Ácidos del cloro	Ácidos del bromo	Ácidos del iodo
+1 +3 +5 +7	HClO HClO2 HClO3 HCO4	HbrO -------- HBrO3 --------	HIO HIO3 HIO4, etc

ESTRUCTURA DE LOS OXACIDOS DEL CLORO

H Cl Cloruro de hidrogeno

H O Cl Ácido hipocloroso

H O Cl O Ácido cloroso

O H O Cl O Ácido clorico

O H O Cl O O Ácido perclórico

Se conocen sales de estos ácidos, algunas de ellas de gran importancia en la industria. La estabilidad relativa de las sales corresponde a la de los ácidos correspondientes, y aumenta con el numero atómico del halógeno y con su estado de oxidación. Las sales son mas estables que sus ácidos respectivos.

Algunos compuestos ínter halogenados:

ClF BrF IF5

ClF3 BrF3 IF7

BrF5 ICl

BrCl IBr

INVESTIGACIÓN DE HALOGENOS.

1)Se puede realizar el ensayo de Beilstein que si es positivo indica que puede haber halógenos y si es negativo indica que no hay halógenos.

Para ello se calienta un alambre de cobre en la llama del mechero hasta que no produzca color verde.Se deja luego enfriar.Se toca con el alambre la sustancia a analizar y se lleva de nuevo a la llama.

Si no se colorea no hay halógenos, pero si la llama se torna azul verdosa, puede haber halógenos.

2)También se emplea el método de Lassaigne.

Se toma uno de los tubos de ensayo conteniendo un liquido obtenido en la previa investigación del nitrógeno y se acidifica con ácido nítrico y luego se añade solución de nitrato de plata.

El cloro, bromo o yodo de la molécula orgánica se transforma en los respectivos iones Cl¯, Br¯, I¯ que con el nitrato de plata da cloruro de plata (AgCl), precipitado blanco o bromuro de plata(AgBr) precipitado amarillento o yoduro de plata (AgI) precipitado amarillento.

CLORO:

El cloro ( del griego cloros, «verde») fue descubierto por Scheele en 1774.En 1811 Gay Lussac y Thenard estudiaron su naturaleza .Existe en abundancia en NaCl(sal común), KCl(silvina), MgCl2 y CaCl2 en el agua salada y en lechos salinos. También esta presente como HCl en los jugos gástricos. El gas verde amarillento toxico se prepara comercialmente por electrolisis del NaCl acuoso concentrado, en la que también se producen los industrialmente importantes H y soda cáustica (NaOH).

El cloro se usa para producir muchos productos comercialmente importantes. Se usan tremendas cantidades de el en metalurgia extractiva y en la cloración de hidrocarburos para producir variedad de compuestos ( tales como el cloruro de polivinilo, un plástico).El cloro esta presente como Cl2 , NaClO, Ca(ClO) 2 , o Ca(ClO)Cl en las lejías caseras así como en blanqueadores de pulpa de lana y textiles.En condiciones cuidadosamente controladas, el Cl2 , se usa para matar bacterias en el agua de suministro publico.

Las principales propiedades físicas del cloro son: Es un gas amarillo verdoso de olor sofocante, su densidad es 2.48, hierve a -37º, un litro de este gas pesa 3.17gramos, se licua a cuatro atmósferas a la temperatura ordinaria, tomando un color amarillo claro., el cloro liquido se vende y se conserva en recipientes de hierro, es soluble en agua: 3 volúmenes de cloro en uno de agua: agua de cloro.

Propiedades químicas: --El cloro tiene una gran afinidad para el hidrógeno libre, con el cual forma ácido clorhídrico

Cl 2 + H2 2 HCl

A la luz difusa se combinan lentamente, en la oscuridad no hay combinación.

--Ej:

MgBr2 + Cl2 MgCl2 + Br2

E° Cl/Cl¯ 1,36 v

E° Br/Br¯ 1,09 v diferencia E° =0,21 v

Cuando el valor es positivo se verifica que la reacción es en forma espontánea.

Existen combinaciones como estas en las que solo pueden actuar el Cl2 y el F2.

--Ej:

SO2 + X2 X2SO2 --solo para el Cl2 y el F2--

El Yodo no da nunca trihaluros

--Ej: PX3 + X2 PX5 --solo para F2 , Cl2 y Br2--

Preparación en la industria:

Por el procedimiento de Deacon, este consiste en oxidar el ácido clorhídrico por el aire a 450C en presencia de un catalizador: El cloruro cúprico, se forma cloro y agua la reacción es reversible e incompleta, pues da un rendimiento del 10% de cloro.

4HCl + O2 2H2O + 2Cl2

Preparación en el laboratorio:

Por el procedimiento de Scheele, este consiste en oxidar el ácido clorhídrico en disolución, por el dióxido de Manganeso. La operación se hace en caliente.

Primera fase: MnO2 MnO + O

Segunda fase: 4HCl + O2 2H2O + 2Cl2

Tercera fase: MnO2+ 2HCl H2O + MnCl2

. .

Ec. Final: MnO2+ 4HCl 2H2O + MnCl2+ Cl2

Método de obtención con ac. Sulfúrico

1)8H2SO4+2KMnO+10NaCl 5Cl2+5NaSO4 +2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O

2)2KCl + MnO2 + 3H2SO4 2KHSO4 + MnSO4 + 2H2O + Cl2

3)7H2SO4+K2Cr2O+6NaCl 3Cl2+ 7H2O+K2SO4+3Na2SO4+Cr2 (SO4)3

Método de obtención con ac. clorhídrico

4) 16HCl+2KMnO4+10NaCl 5Cl2 +10NaCl + 2MnCl2 + KCl + 8H2O

5) 14HCl+K2Cr2O+6NaCl 3Cl2+ 7H2O+2KCl+6NaCl+2CrCl3

6)4HCl +MnO2 + 2NaCl MnCl2 + Cl2 +2H2O +2NaCl

Ion Electrón:

H2SO4+KMnO+NaCl Cl2+Na2SO4 +MnSO4 + K2SO4 + H2O

2H++SO42¯+K++MnO2¯+Na++Cl¯ Cl°+2Na++SO2¯+Mn2++SO2¯+2K++SO2¯+H2O

5(2Cl¯ Cl2 ° +2e)

2(8H++MnO¯+5e¯ Mn2++4H2O)

1OCl ¯+16H+2MnO¯+10e¯ 5Cl2°+10e¯+2Mn2++8H2O

8H2SO4+2KMnO+10NaCl 5Cl2+5NaSO4 +2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O

Puede obtenerse también oxidando HCl con HNO3 del cual dos moléculas dan por descomposición oxido nítrico y tres átomos de oxigeno que oxidan al HCl dando cloro.

Manera de recibir el gas cloro: Se recibe el gas cloro por desalojo de aire. No se lo puede recibir sobre el agua porque se disuelve en ella, (ya que casi 500 volúmenes del gas se disuelven en uno de agua a 0°C) ni sobre el mercurio, porque se combina con él.

Propiedades oxidantes: El cloro es un oxidante indirecto, pues necesita la presencia del agua. Las propiedades oxidantes del agua de cloro y del cloro húmedo se ponen de manifiesto:

En presencia de reductores que se apoderan del oxigeno naciente, ejemplo: el agua de cloro vertida en una disolución recién preparada de anhídrido sulfuroso (SO2 ) la transforma en ácido sulfúrico

SO2 + Cl2 + H2O H2SO4 +2HCl

Por su poder decolorante : tinta, vino, índigo, tornasol, etc.

Por su poder bactericida; utilizado en la purificación de las aguas.

Acción fisiológica: el cloro es venenoso, ataca las vías respiratorias, puede ocasionar vómitos sanguinolentos ; antídoto: respirar amoniaco diluido y tomar leche.

Agua de cloro: El cloro se disuelve en el agua, dando agua de cloro; su solubilidad es máxima a los 8°C.Cuando se enfría a 0°C una disolución saturada a 8°C; se depositan cristales amarillo s de hidrato de cloro (Cl2 , 6H2O ), este hidrato es poco estable, se descompone pronto en cloro y agua, a una temperatura superior a 8°C no da hidrato de cloro.

La disolución de agua de cloro, se altera rápidamente a causa de la descomposición del agua por el cloro el cual se une al hidrógeno; se forma a un tiempo ácido clorhídrico(HCl) y ácido hipocloroso (HClO).

Cl2 + H2O HCl + HClO

La descomposición es mas rápida con la influencia de la luz, hay desprendimiento de oxigeno.

2Cl2 + 2H2O O2 + 4HCl

ACIDO CLORHÍDRICO: Es un ácido ya muy conocido de los antiguos, se lo llamaba espíritu de sal, ácido muriático. Al estado gaseoso se lo halla en las emanaciones volcánicas y en disolución en los ríos de las regiones volcánicas (Río vinagre , Colombia).

Método de obtención en el laboratorio: Calentando el ácido clorhídrico con ácido sulfúrico concentrado se obtiene sulfato ácido de sodio y ácido clorhídrico .En la industria, debido a la elevada temperatura que se puede alcanzar, se forma sulfato neutro de sodio y ácido clorhídrico.

Propiedades físicas: Gas incoloro, picante, de sabor agrio.

Densidad: 1.26, es muy soluble en agua : un litro de agua disuelve 500 veces su volumen a 0º, se licua fácilmente (fuerte presión y enfriamiento).

Propiedades químicas:No es combustible ni comburente.

Aplicaciones:

1. En la industria para limpiar y desoxidar los metales; quitar los residuos de las calderas y otros recipientes; preparar cloruros y el cloro.

2. En el laboratorio como reactivo, preparar cloro, hidrógeno, gas carbónico, etc.

HIPOCLORITOS: Son sales del ácido hipocloroso (HClO) Los principales

hipocloritos son: hipoclorito de potasio KClO (agua de Javel) y el sodio

hipoclorito de NaClO (agua de Labarraque)

Preparación del hipoclorito de sodio: 1.- haciendo pasar una corriente lenta de cloro en una disolución diluida y fría de soda cáustica 2.- por electrólisis de una solución de cloruro de sodio y combinando los productos formados. En los dos procedimientos el cloro y la soda cáustica reaccionan el uno sobre le otro formando el agua de Labarraque.

Propiedades del hipoclorito de sodio: cuerpo inestable descompuesto por

Ácidos, tienen las propiedades desinfectantes y decolorantes del cloro y el oxígeno.

Aplicaciones: esterilizar el agua, desinfectante, blanquear la ropa.

BROMO

El bromo (del griego bromos «hedor») fue descubierto en 1826 por Balard; es menos abundante que el fluor y el cloro. En la forma elemental es un líquido rojo oscuro, denso, fluido y corrosivo, con un vapor rojo marrón a 25 ºC. Existe principalmente como NaBr, KBr, MgBr y CaBr en el agua salada, salmueras subterráneas y lechos salinos. La principal fuente comercial de bromo son los profundos depósitos de salmuera de Arkansas que contienen hasta 5.000 partes por millón (0,5%) de bromuro.

El bromo se usa en la producción de bromuro de plata para lentes sensibles a la luz y películas fotográficas, en la producción de bromuro sódico, un sedante suave, y en el bromuro de metilo, CH Br, un fumigante del suelo que contribuye a la destrucción de la capa de ozono.

Obtención de bromo por agua de mar: El descubrimiento fue hecho por Balard cuando en Montpellier en el liquido residual (aguas madres ) de la separación de la sal común del agua del mar por evaporación. Actualmente se obtiene del agua de mar mediante la misma reacción que sirvió para su descubrimiento ( acción del cloro sobre los bromuros presentes) coloreando el bromo libre de amarillo anaranjado el liquido:

Se obtiene principalmente a partir de agua de mar donde se encuentra como Br¯. En la primera etapa de su obtención, se trata el agua de mar con una corriente de cloro. La ecuación correspondiente a este proceso es:

2Br¯ +Cl2 Br2 + 2Cl¯

Potenciales (E°)

E° Cl2/ Cl¯=1,36 v (cátodo) d E° =(1,36 -1,09)v = 0,27v

E° Br2/Br¯= 1,09 v (ánodo) por lo que: d G°=> reacción espontánea

La reacción anterior se hace a PH 3,5 para aumentar el rendimiento pues sino el bromo se desproporcionaría según.

Br2 + H2O Br¯ + H+ + HBrO

La solución resultante de la primera etapa, que contiene Br disuelto, se le insufla una corriente de aire, lo que provoca el arrastre del bromo que se recoge sobre una sc de carbonato de sodio. La reacción que ocurre es la siguiente:

3Br2 + 6Na2CO3 +3H2O NaBrO3 + 5NaBr + 6NaHCO3

La sc resultante que contiene el bromo en forma de bromato y bromuro se concentra por evaporación y finalmente el halógeno se regenera por acidificación de dicha solución, según:

BrO3¯ + Br¯ + H+ Br2 + H2O

12H++2BrO ¯ +10e¯ Br2° + 6HO

5(2Br¯ Br2° +2 e¯ )

12H+ + 2BrO3¯ +10 e¯ +10Br¯ Br2° + 6H2O +5Br2 +10e¯

BrO3¯ +5Br¯ +6H+ 3Br2 + 3 H2O

E° IO3¯/I2 =1,20 v cátodo dif. E°= (1,20- 0,20)v =1,00 v

E° SO42- /HSO3 ¯= 0,20 v ánodo por lo que dif. G° =>reacción espontánea

Método de obtención en la industria: se obtiene descomponiendo el bromuro de magnesio contenido en las aguas madres de las cenizas de las algas marinas, por una corriente de cloro:

MgBr2 + Cl2 Mg Cl2 + Br2

O por electrólisis haciendo pasar la corriente eléctrica a través de las aguas ricas en bromuros, el bromuro es puesto en libertad y va al ánodo.

Preparación en el laboratorio:

En el laboratorio se utiliza el método de Berthollet, se destila el bromuro de potasio o sodio con dióxido de manganeso y ac. Sulfúrico diluido:

1)2KBr + MnO2 + 3H2SO4 2KHSO4 + MnSO4 + 2H2O + Br2

Otros métodos de preparación en el laboratorio con H2SO4 :

2)H2SO4 + KMnO4 + NaBr Br2 + NaSO4 + MnSO4 + K2SO4 + H2O

2H + SO4 + K + MnO¯+ Na + Br¯ Br2 + Na +SO4 + 2K +SO4 + H2O

5(2Br¯ Br2 + 2e¯ )

2(8H + MnO4¯ +5e¯ Mn + 4H2O)

10Br¯ +16H + 2MnO4 + 10e¯ 5Br2 + 10e¯ + 2Mn +8H2O

8H2SO4 +2KMnO+10NaBr 5Br2 +5NaSO4 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O

3) 7H2SO4+K2Cr2O+6NaBr 3Br2+ 7H2O+K2SO4+3Na2SO4+Cr2 (SO4)3

Metodo de preparacion con ac. Clorhidrico

4) 16HCl+2KMnO4+10NaBr 5Br2 +10NaCl + 2MnCl2 + KCl + 8H2O

5) 14HCl+K2Cr2O+6NaBr 3Br2+ 7H2O+2KCl+6NaCl+2CrCl3

6)4HCl +MnO2 + 2NaBr MnCl2 + Br2 +2H2O +2NaCl

Propiedades físicas: tiene una densidad de 3,18, de olor muy irritante. Es muy soluble en sulfuro de carbono, éter y poco soluble en agua . Es un liquido de color rojo oscuro, de olor muy irritante, desprende vapores a temperatura ordinaria, por eso se conserva a menudo debajo de una capa de ácido sulfúrico.

Propiedades fisiológicas: el bromo es muy irritante, provoca la tos y el lagrimeo; es un antiséptico y un corrosivo fuerte y muy venenoso.

Propiedades químicas: son análogas a las del cloro, solo que se nota menor afinidad y, por consiguiente, menor desprendimiento de calor. Descompone al ácido sulfhídrico:

H2S + Br2 2HBr + S

Desaloja al iodo de los yoduros:

2NaI + Br2 NaBr + I 2

Con los metales da bromuros. La disolución del bromo es decolorante, el bromo ataca a las materias orgánicas, madera, corcho, caucho, etc y corroe la piel y forma úlceras difíciles de curar.

YODO

El yodo (del griego iodos «púrpura») fue descubierto por Courtois en 1811. Es un sólido cristalino(acerado) negro violeta con brillo metálico. Existe a 25ºC en equilibrio con un vapor violeta. El elemento puede obtenerse de algas o mariscos disecados o de las impurezas de NaIO3 . Está contenido en la hormona reguladora del crecimiento tiroxina, producida por la glándula tiroides. La sal de mesa «yodurada» contiene un 0,02% de KI, que ayuda a prevenir el bocio, con el que la tiroides se agranda. El yodo también se usa en medicina como antiséptico y germicida en tintura de yodo, una disolución en alcohol, el aceite de hígado de bacalao debe al yodo que contiene sus propiedades de activar las funciones nutritivas.

Preparación en la industria: La preparación del yodo implica la reducción del ión yodato NaIO3 con hidrógenosulfito sódico , NaHSO3

El yodo luego se purifica por sublimación calentándolo en unas retortas de barro, colocadas en baños de arena; los vapores se condensan en unos recipientes fuera del horno.

Se utiliza para la fabricación de sustancias colorantes.

Preparación en el laboratorio: Tratando por el calor una mezcla de MnO2 , H2SO4 y NaI, (metodo de Berthollet)

2NaI + MnO2 + 2H2SO Na2SO + MnSO + 2H2O + I2

Método de obtención con ac. Sulfúrico

1)8H2SO4+2KMnO+10NaI 5I2+5NaSO4 +2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O

.2)2KI + MnO2 + 3H2SO4 2KHSO4 + MnSO4 + 2H2O + I2

3)7H2SO4+K2Cr2O+6NaI 3I2+ 7H2O+K2SO4+3Na2SO4+Cr2 (SO4)3

Método de obtención con ac. clorhídrico

4) 16HCl+2KMnO4+10NaI 5I2 +10NaCl + 2MnCl2 +2KCl + 8H2O

5) 14HCl+K2Cr2O+6NaI 3I2+ 7H2O+2KCl+6NaCl+2CrCl3

6)4HCl +MnO2 + 2NaI MnCl2 + I2 +2H2O +2NaCl

Ion Electron:

HCl+K2Cr2O7+NaI I2+ H2O+KCl+NaCl+CrCl3

H++Cl¯+2Na+ +CrO2¯ I2°+H2O+K++Cl¯+Na++Cl¯+Cr3++3Cl¯

3(2I¯ I2°+2e¯)

Cr2O72¯+14H+6e¯ 2Cr3++7H2O

6I¯+ Cr2O72¯+14H++6e¯ 3I2°+6e¯+2Cr3++7H2O

6KI+14HCl+Na2Cr2O7 3I2+6e¯+2Cr3++7H2O

Ion electrón: de la combinación de ácido nítrico con Yodo

I2 + HNO3 HIO3 + NO + H2O

Propiedades físicas: el yodo es poco soluble en agua, soluble en alcohol (tintura de yodo), cloroformo, bencina y sulfuro de carbono.

La densidad del yodo es solo de 4,49; la de sus vapores 8,71. . El yodo es un cuerpo sólido, cristalizado, de color gris negruzco, tiene brillo metálico, de olor fuerte y desagradable.

Propiedades químicas: se combina con hidrógeno dando ácido yodhídrico HI, con el amoníaco forma yoduro de nitrógeno, que detona con violencia. Se combina con muchos no metales (S y P). Con los metales da yoduros. Su energía para con los compuestos no oxigenados es inferior a la del cloro y el bromo. Su afinidad con el oxígeno es mayor que la de estos dos cuerpos. De aquí que el cloro y el bromo desalojen al bromo de sus combinaciones no oxigenadas

Cl2 + 2KI 2KCl + I2

Desaloja al bromo y al cloro de sus compuestos oxigenados

5KCLO + 3I2 + 3H2O 5HCl + HIO3 + 5KIO

El yodo reacciona sobre el almidón dando un yoduro de almidón, de color azul; la coloración desaparece a los 100ºC y vuelve a aparecer cuando se enfría el líquido.

FLÚOR

Historia: Estudiado por Gay Loussac y Thenard (1811). Ampere lo llamo phtore(destructor) Davy le dio el nombre de fluor (que se escapa)

El fluor existe en grandes cantidades en los minerales fluoroespato o fluorita, CaF2 ; criolita Na 3 AlF6 y fluoroapatito, Ca5 (PO4 )3 F. También existe en pequeñas cantidades en el agua de mar, en los dientes, en los huesos y la sangre. El fluor es un agente oxidante tan fuerte que no ha sido producido por oxidación química directa de iones F¯ ( después de 181 años de pruebas) . El gas amarillo pálido se prepara por electrólisis de una mezcla fundida de KF+HF,o KHF2, en una célula de metal Monel. Esto debe hacerse en condiciones anhidras porque el agua se oxida más fácilmente que el fluor.

electrólisis

2KHF2 fundido F2 (g) + H2 (g) + 2KF (s)

Propiedades diferenciales:

Es solo monocovalente

A los otros elementos muestran su máxima covalecia a combinarse con el :OsF8, IF7, SF6, etc...

El ácido HF es débil a diferencia del HCl, HBr +HI

El ácido HF forma sales del anion HF2¯

La solubilidad de los fluoruros es distinta a la de los otros haluros: por ej: el AgF es soluble mientras que los restantes haluros de los metales del grupo II a son solubles.

Los metales muestran su mayor carácter iónica al combinarse con el fluor; por ej: el AlF3y el SnF4 son iónicos mientras que el AlCl3y el SnCl4 son covalentes.

Dado que el fluor es mas electronegativo que el oxigeno reacciona con el agua de manera diferente al resto de los halógenos: por ej

F2 +H2O 2FH + ½O2

Cl2 + H2O ClOH + Cl¯ + H+

Propiedades físicas: Gas amarillo verdoso, muy corrosivo, irritante y peligroso de respirar, se licua difícilmente.

Propiedades químicas: Se combina con el hidrógeno con explosión aun en la oscuridad y a una temperatura muy baja : -253ºC formando ácido fluorhídrico

H2 + F2 2 HF

Se combina directamente con calor y luz, con el bromo, yodo, azufre, fósforo, etc. Con el diamante no hay reacción.

Se combina con los metales: la plata debe calentarse ligeramente, el oro y el platino se combinan a 500º C.

Quita el hidrógeno a las sustancias orgánicas y las carboniza, por esto resulta muy peligroso respirarlo.

2HCl + F 2 Cl2 + 2HF

3H2 0 + 3F2 O2 + 6HF

Preparación: Por electrolisis del ácido fluorhídrico anhidro, con fluoruro de calcio para hacerlo conductor

2HF H2 + F

No tiene ninguna aplicación.

Electrolisis del fluor:

Moissan en 1886, hallo que el ac. Anhidro se vuelve conductor si se disuelve en el floruro de hidrógeno y potasio KHF2. La sc. se electrolizo en un tubo en u de aleación platino-iridio con electrodos del mismo metal, refrigerándose enérgicamente todo el aparato. Se prendió Hidrógeno del cátodo y fluor del ánodo. En 1899 Moissan utilizo un aparato de cobre(que aparentemente se cubre de una capa protectora de fluoruro), conservando el platino-iridio.

El fluor se prepara por la electrolisis de NaHF2 o mejor de KHF2 fundidos. El KHF2 Puro y seco (Pt. Fusión: 217ºC) se funde en un aparato de cobre calentando eléctricamente con electrodos de grafito, y la cuba electrolítica puede ser de níquel, cobre o de ciertas aleaciones resistentes. Los metales son atacados por el fluor pero se forman capas protectoras de NiF2 o CuF2que los protege de un ataque posterior. El HF es un ácido débil de ahí que sea necesario el agregado de KHF2 para aumentar la conductividad de la sc. El proceso podría esquematizarse asi:

(x.2)FH (FH)x H++ F2H

cátodo 2(FH)x H++ 2e¯ 2FH + H2

ánodo 2F2H 2FH ++F2 +2e¯

ACIDO FLUORHIDRICO:

Propiedades físicas :El HF es un liquido muy volátil; en contacto con el aire da espesos humos blancos que resultan de su combinación con el vapor de agua .Los vapores son muy irritantes y peligrosos de respirar; es un liquido cáustico que produce llagas dolorosas.

Propiedades químicas: El HF anhidro es muy ávido al agua, ataca ciertos metaloides, boro y silicato amorfo, con los metales da fluoruros, el plomo lo ataca lentamente. Se utiliza industrialmente para el grabado sobre vidrio; para grabar con HF gaseoso se pone la placa preparadora encima de una cuba de plomo en la cual reacciona la mezcla de F2 Ca y H2 SO4 ; los vapores de HF que se desprenden atacan al vidrio en las partes descubiertas; también tiene participación en la preparación del agua oxigenada en los análisis de los silicatos, como antiséptico en la industria de la sacarificación y de la fermentación alcohólica. AC. FLUORHIDRICO: Ca F + H SO CaSO + HF

Ataca a los silicatos y a la sílice (SiO2)

SiO2 + 4HF SiF4+ 2H2O

Con los silicatos da reacciones análogas:

CaSiO3 + 6HF SiF4 + CaF2 + 3H2O

ASTATO

El astato fue descubierto en 1940 por Corson, Mackenzie,Segre En la universidad e California al bombardear núcleos de bismuto con partículas alfa en un ciclotrón de numero atómico 85, es el mas pesado del grupo de los halógenos y el menos conocido de ellos. Posee catorce isótopos ninguno de ellos estable. Los de vida media más larga 8,3 y 7,5 horas respectivamente tienen de peso atómico 210 y 211.Emite (de poca intensidad) energia en forma propia por lo que se lo considera un elemento radiactivo

A causa de su inestabilidad, apenas se conoce nada acerca de las propiedades químicas del astato Es muy volátil y se separa del bismuto por destilación. Bajo la acción de los reductores fuertes se hacen monovalentes negativo y por los oxidantes se convierte en positivo con dos grados de valencia aun no identificados. Químicamente se parece mucho al yodo, sus características metálicas recuerdan las del polonio.

Su empleo en medicina se encuentra en fase experimental.

Bibliografía: Enciclopedia Salvat, Enciclopedia Del Mundo, Química Inorgánica(Jorge Vidal), Química Inorgánica(Parkinton) Química Inorgánica-Organica(Garcia-Riviere).Química General (Whitten-Davis-Peck). Química General (Babor-Ibarz) Química inorgánica (Sanko y Plane).