quimica general e inorganica facultad de farmacia y bioquimica (uba)

1. LOS HALÓGENOS GRUPO 17 Clase 34 Química General e Inorgánica Primer cuatrimestre 2005

2. Halógenos: “Formadores de sales”

3. Cuando los elementos del grupo 17 ganan electrones forman aniones Configuración electrónica Ganan electrones Grupo períodos ns 2 np 5 Configuración electrónica

4. Propiedades de los halógenos Diferentes estados de agregación Reactivos No metales Tóxicos Electronegativos Energías de ionización altas Oxidantes

5. Radio atómico y radio iónico El radio atómico aumenta al aumentar el número atómico Z El radio iónico aumenta al aumentar el número atómico Z El radio del anión es mayor al del átomo neutro de cada elemento Propiedades periódicas de los halógenos

6. La reactividad y la toxicidad de los halógenos disminuye con el aumento del número atómico El flúor es el elemento más reactivo de los halógenos Enlace F-F es débil El radio atómico del flúor es pequeño Los halógenos son reactivos

7. El flúor es muy reactivo Mayor repulsi ó n que en el resto de los hal ó genos   F     F      

8. Energías de enlace de los Halógenos Los enlaces son más débiles a medida que aumenta el radio atómico La fuerza de un enlace entre dos átomos se mide por la entalpía de enlace Cuanto más fuerte es el enlace, más corta es su longitud. F F               Molécula  H (kJ/mol) F 2 158 142 Cl 2 242 199 Br 2 193 228 I 2 151 268 Longitudes de enlace (pm)

9. Energía de ionización La energía de ionización de los halógenos es alta. Disminuye al aumentar el número atómico de los elementos .

10. Electronegatividad La electronegatividad decrece a medida que aumenta el Z Los halógenos son electronegativos La electronegatividad es una medida de la fuerza con la que un átomo atrae un par de electrones de enlace

11. Potencial de reducción El potencial de reducción estándar disminuye con el aumento del número atómico Z Los halógenos son oxidantes

13. El cloro es un agente oxidante 2 Br - (ac) + Cl 2 (g) Br 2 (l) + 2 Cl - (ac)

14. Los halógenos son elementos coloreados Los halógenos presentan diferentes estados de agregación Se encuentran en forma libre como moléculas diatómicas I 2 F 2 Cl 2 Br 2 líquido gases sólido

15. Propiedades químicas de los Halógenos Los halógenos muestran una variación paulatina de sus propoiedades químicas a medida que se baja en el grupo El flúor presenta algunas propiedades anómalas, tales como su poder oxidante y las bajas solubilidades de algunos fluoruros.

16. El yodo se disuelve en solventes orgánicos dando soluciones de diferentes colores Agua KI Tetraclorometano KI + almidón Propiedades químicas de los Halógenos Las moléculas de halógenos son no polares

17. Propiedades del Br 2 (líquido) Br 2 (l) + 2 NaI (ac) 2 NaBr (ac) + I 2 (s) El iodo es soluble en solventes orgánicos (color púrpura del fondo) +

18. Propiedades del I 2 (sólido) 183 °C I 2 (s) I 2 (g)

19. El vapor de I 2 condensa y se obtienen cristales de I 2 sólido

20. Reacciones químicas de los Halógenos Cl 2 (g) + H 2 O (l) H + (ac) + Cl - (ac) + HOCl (ac) Br 2 (l) + H 2 O (l) H + (ac) + Br - (ac) + HOBr (ac) I 2 (s) + H 2 O (l) H + (ac) + I - (ac) + HOI (ac) 2 F 2 (g) + 2 H 2 O (l) 4 H + (ac) +4 F - (ac) + O 2 (g) E 0 O 2 = 1,23 V E 0 F 2 = 2,87 V Reacciones con el agua:

21. Reacciones con metales: n X 2 + 2 M 2 MX n F 2 , Cl 2 con prácticamente todos los metales Reacciones con Fe 3 F 2 (g) + 2 Fe (s) 2 FeF 3 3 Cl 2 (g)(exceso) + 2 Fe (s) 2 FeCl 3 Cl 2 (g) (limitado) + Fe (s) FeCl 2 I 2 (s) + Fe (s) FeI 2 Nº oxid Fe +3 +3 +2 +2

22. Reacciones con otros halógenos: interhalógenos X 2 + 2 X’ - X’ 2 + 2 X - F 2 > Cl 2 > Br 2 > I 2 Se forman todos , excepto el IF 280 °C Cl 2 (g) + 3F 2 (g) 2 ClF 3 (g) 200 °C Cl 2 (g) + F 2 (g) 2 ClF (g)

23. Reacciones con hidrógeno: Halogenuros de hidrógeno X 2 (g) + H 2 (g) 2 HX (g) F 2 (g) + H 2 (g) 2 HF (g) Cl 2 (g) + H 2 (g) 2 HCl (g) Br 2 (g) + H 2 (g) 2 HBr (g) I 2 (g) + H 2 (g) 2 HI (g) Peligrosa y explosiva Fotoquímica, en cadena Fotoquímica, en cadena Lenta

24. Compuestos importantes de los Halógenos Oxoácidos Compuesto F Cl Br I Halogenuro de hidrógeno Óxidos HF (-1) OF 2 (+1) HCl (-1) HBr (-1) HI (-1) Cl 2 O (+1) ClO 2 (+4) Cl 2 O 7 (+7) HClO (+1) HClO 2 (+3) HClO 3 (+5) HClO 4 (+7) Br 2 O (+1) BrO 2 (+4) HBrO (+1) HBrO 3 (+5) HBrO 4 (+7) I 2 O 5 (+5) HIO (+1) HIO 3 (+5) HIO 4 (+7)

25. Compuestos importantes de los Halógenos a) Halogenuros de hidrógeno b) Hidrácidos o ácidos halogenh í dricos c) Oxoácidos d) Haluros

26. a) Halogenuros de hidrógeno Son gases de olor penetrante e irritante a) Reacción directa de sus elementos b) Reacción de un halogenuro metálico con un ácido no volátil NaI (s) + H 3 PO 4 (l) NaH 2 PO 4 (s) + HI (g) Para preparar HBr y HI a partir de sus sales no se puede usar H 2 SO 4 , se emplea H 3 PO 4 concentrado . X 2 (g) + H 2 (g) 2 HX (g) 2NaF (s) + H 2 SO 4 (l) Na 2 SO 4 (s) + 2HF (g) 2NaCl (s) + H 2 SO 4 (l) Na 2 SO 4 (s) + 2HCl (g) NaBr (s) + H 3 PO 4 (l) NaH 2 PO 4 (s) + HBr (g)

27. El H 2 SO 4 concentrado oxida al HBr a Br 2 y HI a I 2 . El poder oxidante del H 2 SO 4 no alcanza para oxidar el Cl - a Cl 2 ni el F - a F 2 . Br 2 (l) 2 KBr (ac) + 2 H 2 SO 4 (l) Br 2 (l) + K 2 SO 4 (ac) + SO 2 (g) + 2 H 2 O (l) 6 KI (ac) + 4 H 2 SO 4 (l) 3 I 2 (s) + 3 K 2 SO 4 (ac) + S (s) + 4H 2 O (l) 8 KI (ac) + 5 H 2 SO 4 (l) 4 I 2 (s) + 4 K 2 SO 4 (ac) + SH 2 (s) + 4H 2 O (l)

28. Tamaño relativo de los halogenuros de hidrógeno Propiedades físicas de los halogenuros de hidrógeno Compuesto Masa PF (°C) PE (°C) pKa  H (kJ/mol) L (pm) H F H H H Cl Br I 92 pm 127 pm 141 pm 163 pm

29. Las disoluciones acuosas de los halogenuros de hidrógeno son ácidas b) Hidrácidos o ácidos halogenh í dricos + + - Ka= 7,2 10 -4 H H O • • • • • • • • H F • • • • • • • • H H O • • • • • • • • + H F • • • • • • • • HF (ac) + H 2 O (l) H 3 O + (ac) + F – (ac)

30. El HF es un ácido débil El HCl, HBr y el HI son ácidos fuertes Fuerza relativa de los hidrácidos HF (ac) << HCl (ac) < HBr (ac) < HI (ac) Cl Enlace covalente fuerte H Cl Enlace intermolecular débil H Puentes de hidrógeno en solución acuosa de FH H O F H H

31. Fuerza de los hidrácidos 299 0,5 HI 366 0,8 HBr 431 1,0 HCl 565 1,8 HF Energía de enlace (kJ/mol) Diferencia de electronegatividad Acido

32. c) Oxoácidos de los Halógenos Número de oxidación Fórmula pKa Nombre Ejemplo ácido perhálico ácido hálico ácido haloso ácido hipohaloso Los oxoácidos son oxidantes

33. Oxoácidos del cloro El grado de acidez aumenta con: la electronegatividad, el número de oxidación y el número de oxígenos unidos al halógeno Oxoácido Estructura Número de oxidación del cloro pKa hipocloroso cloroso perclórico clórico fuerte fuerte

34. Comparación de la acidez de los oxoácidos del cloro, bromo , yodo con menor número de oxidación Ácido hipoahaloso Estructura Electronegatividad pKa HClO HBrO HIO

35. Los compuestos formados por cationes altamente polarizantes y aniones altamentes polarizables presentan enlaces con elevado carácter covalente Los aniones ricos en electrones son muy polarizables d) Haluros Son halogenuros de otros elementos Covalentes, bajos PF, poco solubles en agua Iónicos, altos PF, solubles en agua Carácter metálico del elemento Metales No metales Halogenuros metálicos: NaCl, KBr, CaCl 2 , NiBr 2 Halogenuros no metálicos: BF 3 , PCl 5 , AsCl 3

36. Haluros de plata AgCl AgBr AgI Polarizabilidad de los iones halogenuros se incrementan en el siguiente orden: Cl - < Br - < I - Intensidad de los colores de los precipitados Cl - < Br - < I - Solubilidad Cl - > Br - > I -