El documento proporciona información sobre los halógenos, elementos químicos del grupo 17 de la tabla periódica. Explica que son elementos oxidantes que se encuentran naturalmente como moléculas diatómicas y forman iones para llenar su último nivel energético. Describe las propiedades y usos principales de cada halógeno, incluyendo el flúor, cloro, bromo e yodo.

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
[X2]. Para llenar por completo su último nivel
energético (s2
p5
) 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:
Cl2 + H2 O ↔ 2HCl + ½O2

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 (NaNO3)
como impureza de yodato
sódico, NaIO3 , 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).
2NaIO3 + 5NaHIO3 = 3NaHSO4 + 2Na2 SO4 + H2 + I2
• 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 -
+ MnO2 + 4H+
= Mn++
+ 2H2O + I2

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