Halógenos

17 (VIIA)

9	Flúor
F18.9984
2s 2 2p 5

17	Cloro
cl35.45
3s 2 3p 5

cuatro

35	Bromo
hermano79.904
3d 10 4s 2 4p 5

53	yodo
yo126.9045
4d 10 5s 2 5p 5

85	astato
A(210)
4f 14 5d 10 6s 2 6p 5

117	Tennesse
ts(294)
5f 14 6d 10 7s 2 7p 5

Halógenos (del griego ἁλός - "sal" y γένος - "nacimiento, origen"; a veces se usa el nombre obsoleto de halógenos ) - elementos químicos del grupo 17 de la tabla periódica de elementos químicos de D. I. Mendeleev (según la clasificación obsoleta - elementos de los principales grupos del subgrupo VII) [1] .

Reacciona con casi todas las sustancias simples, a excepción de algunos no metales . Todos los halógenos son agentes oxidantes energéticos , por lo tanto, se encuentran en la naturaleza solo en forma de compuestos . Con un aumento en el número de serie, la actividad química de los halógenos disminuye, la actividad química de los iones de haluro F - , Cl - , Br - , I - , At - disminuye.

Los halógenos incluyen flúor F, cloro Cl, bromo Br, yodo I, astato At y (formalmente) el elemento artificial tennessine Ts.

flúor F	Cloro Cl	Bromo Br	yodo yo

Todos los halógenos son no metales y son fuertes agentes oxidantes . Hay 7 electrones en el nivel de energía exterior . Al interactuar con metales , se produce un enlace iónico y se forman sales. Los halógenos (excepto el flúor), al interactuar con elementos más electronegativos , también pueden exhibir propiedades reductoras hasta el estado de oxidación más alto de +7.

En las fórmulas químicas , los halógenos, así como los pseudohalógenos , a veces se indican [2] [3] . Sin embargo, la IUPAC recomienda utilizar la designación [4] para ambos grupos . ${\ce {Hal))$ ${\ estilo de visualización {\ ce {X}}}$

Etimología

El término "halógenos" en relación con todo el grupo de elementos (en ese momento se conocían el flúor, el cloro, el bromo y el yodo) fue propuesto en 1841 por el químico sueco J. Berzelius . Inicialmente, la palabra "halógeno" (traducida literalmente del griego - "sal") fue propuesta en 1811 por el científico alemán I. Schweigger como nombre para el cloro recientemente descubierto, pero el nombre propuesto por G. Davy se fijó en química [ 5] .

Estructura atómica y estados de oxidación

La configuración electrónica de la capa electrónica externa de los átomos de halógeno ns 2 np 5 : flúor - 2 s 2 2 p 5 , cloro - 3 s 2 3 p 5 , bromo - 4 s 2 4 p 5 , yodo - 5 s 2 5 p 5 , astato - 6 s 2 6 p 5 .

Al tener 7 electrones en la capa externa de electrones, los átomos de todos los halógenos unen fácilmente el 1 electrón que falta antes de completar la capa y en sus compuestos muestran el estado de oxidación −1 . El cloro, el bromo, el yodo y el astato en compuestos con más elementos electronegativos exhiben estados de oxidación positivos: +1, +3, +5, +7 . El flúor se caracteriza por un estado de oxidación constante −1 .

El predominio de los elementos y la producción de sustancias simples

Como se mencionó anteriormente, los halógenos son altamente reactivos, por lo que generalmente se encuentran en la naturaleza en forma de compuestos .

Su abundancia en la corteza terrestre disminuye a medida que aumenta el radio atómico de flúor a yodo. La cantidad de astato en la corteza terrestre se mide en gramos y la tennessina está ausente en la naturaleza. El flúor, el cloro, el bromo y el yodo se producen a escala industrial, con volúmenes de producción de cloro significativamente superiores a los de los otros tres halógenos estables.

En la naturaleza, estos elementos se encuentran principalmente como haluros (con la excepción del yodo, que también se presenta como yodato de sodio o potasio en depósitos de nitratos de metales alcalinos ). Debido a que muchos cloruros , bromuros y yoduros son solubles en agua, estos aniones están presentes en el océano y en las salmueras naturales . La principal fuente de flúor es el fluoruro de calcio , que es muy poco soluble y se encuentra en rocas sedimentarias (como fluorita CaF 2 ).

La principal forma de obtener sustancias simples es la oxidación de haluros . Los potenciales de electrodo estándar positivos altos E o (F 2 /F - ) = +2,87 V y E o (Cl 2 /Cl - ) = +1,36 V muestran que los iones F - y Cl - sólo se pueden oxidar con agentes oxidantes fuertes . En la industria solo se utiliza la oxidación electrolítica . A la hora de obtener flúor no se puede utilizar una solución acuosa , ya que el agua se oxida a un potencial mucho menor (+1,32 V) y el flúor resultante reaccionaría rápidamente con el agua. El flúor fue obtenido por primera vez en 1886 por el químico francés Henri Moissan durante la electrólisis de una solución de hidrofluoruro de potasio KHF 2 en ácido fluorhídrico anhidro HF .

En la industria, el cloro se obtiene principalmente por electrólisis de una solución acuosa de cloruro de sodio en electrolizadores especiales . En este caso, se producen las siguientes reacciones :

semirreacción del ánodo : semirreacción del cátodo : $\mbox{2Cl}{^-}\mbox{(aq)} \rightarrow \mbox{Cl}{_2}\mbox{(g)} + \mbox{2e}{^-}$
$\mbox{H}{_2}\mbox{O(l)} + \mbox{2e}{^-} \rightarrow \mbox{2OH}{^-}\mbox{(aq)} + \mbox{H} {_2(g)}$

La oxidación del agua en el ánodo se suprime utilizando un material de electrodo que tiene un mayor sobrepotencial con respecto al O 2 que al Cl 2 (dicho material es, en particular, RuO 2 ).

En los electrolizadores modernos , los espacios del cátodo y el ánodo están separados por una membrana polimérica de intercambio iónico . La membrana permite que los cationes Na + pasen del ánodo al espacio del cátodo. La transición de cationes mantiene la neutralidad eléctrica en ambas partes de la celda, ya que durante la electrólisis, los iones negativos se eliminan del ánodo (conversión de 2Cl - a Cl 2 ) y se acumulan en el cátodo (formación de OH - ). Mover OH - en la dirección opuesta también podría mantener la neutralidad eléctrica , pero el ion OH - reaccionaría con Cl 2 y anularía todo el resultado.

El bromo se produce por oxidación química del ion bromuro que se encuentra en el agua de mar. También se utiliza un proceso similar para obtener yodo a partir de salmueras naturales ricas en I − . En ambos casos, se utiliza cloro como agente oxidante , que tiene propiedades oxidantes más fuertes , y el Br 2 y el I 2 resultantes se eliminan de la solución mediante una corriente de aire .

Propiedades físicas de los halógenos

Sustancia	Estado de agregación bajo condiciones normales	Color	Oler
flúor F 2	Gas que no se licua a temperatura normal	Amarillo claro	Duro, molesto
Cloro CI 2	Un gas que se licua a temperatura normal bajo presión.	amarillo verde	Afilado, sofocante
Bromo Br 2	Líquido volátil pesado	marrón parduzco	agudo, ofensivo
Yodo I 2	Sólido	Gris oscuro con un brillo metalizado	Corte
Astato a las 2	Sólido	Azul-negro con un brillo metálico	probablemente fuerte

sustancia simple	Punto de fusión, °C	Punto de ebullición, °C
F2 _	−220	−188
Cl2_ _	−101	−34
Br2 _	−7	58
yo 2	113.5	184.885
A las 2	244	309 [6]

Sublimación o punto de ebullición ( о С) de halógenos a diferentes presiones [8]

lg(P[Pa])	mm Hg.	Cl2_ _	Br2 _	yo 2
Tmelt ( alrededor de C)		-100.7	-7.3	112.9
2.12490302	una	-118	-48.7	38.7
2.82387302	5	-106.7	-32.8	62.2
3.12490302	diez	-101.6	-25	73.2
3.42593302	veinte	-93.3	-16.8	84.7
3.72696301	40	-84.5	-ocho	97.5
3.90305427	60	-79	-0.6	105.4
4.12490302	100	-71.7	9.3	116.5
4.42593302	200	-60,2	24.3	137.3
4.72696301	400	-47,3	41	159.8
5.00571661	760	-33.8	58.2	183
lg(P[Pa])	Cajero automático	Cl2_ _	Br2 _	yo 2
5.00571661	una	-33.8	58.2	183
5.30674661	2	-16,9	78.8
5.70468662	5	10.3	110.3
6.00571661	diez	35.6	139.8
6.30674661	veinte	sesenta y cinco	174
6.48283787	treinta	84.8	197
6.6077766	40	101.6	215
6.70468662	cincuenta	115.2	230
6.78386786	60	127.1	243.5
las temperaturas de sublimación se indican en negrita

Los halógenos tienen un olor acre característico.

Propiedades químicas de los halógenos

Todos los halógenos muestran una elevada actividad oxidante, que disminuye al pasar del flúor al tennessine. El flúor es el más activo de los halógenos, reacciona con todos los metales sin excepción, muchos de ellos se inflaman espontáneamente en una atmósfera de flúor, liberando una gran cantidad de calor, por ejemplo:

{\mathsf {2Al+3F_{2}\rightarrow 2AlF_{3}+2989\;{\text{kJ)))).

Sin calentamiento, el flúor también reacciona con muchos no metales (H 2 , S, C, Si, P); todas las reacciones son altamente exotérmicas y pueden proceder con una explosión, por ejemplo:

{\mathsf {H_{2}+F_{2}\rightarrow 2HF+547\;{\text{kJ)))).

Cuando se calienta, el flúor oxida todos los demás halógenos según el esquema

{\mathsf {Hal_{2}+F_{2}\rightarrow 2HalF,\ Hal=Cl,\Br,\I)),

Además, en los compuestos HalF, los estados de oxidación del cloro, bromo, yodo y astato son +1.

Finalmente, cuando se irradia, el flúor reacciona incluso con gases inertes (nobles) pesados :

{\mathsf {Xe+F_{2}\rightarrow XeF_{2}+152\;{\text{kJ)))).

La interacción del flúor con sustancias complejas también se desarrolla de manera muy vigorosa. Entonces, oxida el agua, mientras que la reacción es explosiva:

{\displaystyle {\mathsf {2F_{2}+2H_{2}O\rightarrow 4HF+O_{2))))

El cloro libre también es muy reactivo, aunque su actividad es menor que la del flúor. Reacciona directamente con todas las sustancias simples excepto el oxígeno, el nitrógeno y los gases nobles:

{\mathsf {Si+2Cl_{2}\rightarrow SiCl_{4}+662\;{\text{kJ)))),

{\mathsf {H_{2}+Cl_{2}\rightarrow 2HCl+185\;{\text{kJ)))).

De particular interés es la reacción con hidrógeno. Así, a temperatura ambiente, sin iluminación, el cloro prácticamente no reacciona con el hidrógeno, mientras que cuando se calienta o se ilumina (por ejemplo, bajo la luz directa del sol), esta reacción procede con una explosión según el siguiente mecanismo en cadena :

{\mathsf {Cl_{2}{\xrightarrow[{}]{h\nu }}2Cl\cdot }}

{\mathsf {Cl\cdot +H_{2}\rightarrow HCl+H\cdot ))

{\mathsf {H\cdot +Cl_{2}\rightarrow HCl+Cl\cdot ))

La excitación de esta reacción ocurre bajo la acción de los fotones , que provocan la disociación de las moléculas de Cl 2 en átomos; en este caso, ocurre una cadena de reacciones sucesivas, en cada una de las cuales aparece una partícula, iniciando el comienzo de la siguiente etapa. ${\mathsf {h\nu ))$

La reacción entre H 2 y Cl 2 sirvió como uno de los primeros objetos de estudio de las reacciones fotoquímicas en cadena. La mayor contribución al desarrollo de las ideas sobre las reacciones en cadena fue realizada por el científico ruso, ganador del Premio Nobel ( 1956 ) N. N. Semyonov .

El cloro reacciona con muchas sustancias complejas, como sustitución y adición con hidrocarburos:

{\mathsf {CH_{4}+Cl_{2}\rightarrow CH_{3}Cl+HCl))

{\mathsf {H_{2}C{\text{=}}CH_{2}+Cl_{2}\rightarrow CH_{2}Cl{\text{-}}CH_{2}Cl}}

El cloro es capaz de desplazar el bromo o el yodo de sus compuestos con hidrógeno o metales cuando se calienta:

{\displaystyle {\mathsf {Cl_{2}+2KBr\rightarrow 2KCl+Br_{2))))

y también reacciona reversiblemente con el agua, formando una mezcla en equilibrio de sustancias llamadas agua clorada :

{\mathsf {Cl_{2}+H_{2}O\rightleftarrows HCl+HClO-25\;{\text{kJ)))).

El cloro puede reaccionar (desproporcionadamente) con los álcalis de la misma forma:

en el frio

{\mathsf {Cl_{2}+2NaOH\rightarrow NaCl+NaClO+H_{2}O))

cuando se calienta:

{\mathsf {3Cl_{2}+6KOH\rightarrow 5KCl+KClO_{3}+3H_{2}O))

La actividad química del bromo es menor que la del flúor y el cloro, pero sigue siendo bastante grande debido al hecho de que el bromo generalmente se usa en estado líquido y, por lo tanto, sus concentraciones iniciales, en igualdad de condiciones, son mayores que las del cloro. Entra en las mismas reacciones que el cloro. Al ser un reactivo más suave, el bromo se usa ampliamente en química orgánica. El bromo, como el cloro, se disuelve en agua y, al reaccionar parcialmente con ella, forma la llamada "agua de bromo".

La solubilidad del yodo en agua es de 0,3395 gramos por litro a 25 grados centígrados [9] , que es menor que la del bromo. Una solución acuosa de yodo se llama "agua yodada" [10] . El yodo puede disolverse en soluciones de yoduro con la formación de aniones complejos:

{\displaystyle {\mathsf {I_{2}+I^{-}\rightarrow [I_{3}]^{-))))

La solución resultante se llama solución de Lugol .

El yodo difiere significativamente en la actividad química de otros halógenos. No reacciona con la mayoría de los no metales y reacciona lentamente con los metales solo cuando se calienta. La interacción del yodo con el hidrógeno ocurre solo con un fuerte calentamiento, la reacción es endotérmica y reversible:

{\mathsf {H_{2}+I_{2}\rightleftarrows 2HI-53\;{\text{kJ)))).

Por lo tanto, la actividad química de los halógenos disminuye constantemente desde el flúor hasta el astato. Cada halógeno de la serie F-At puede desplazar al siguiente de sus compuestos con hidrógeno o metales, es decir, cada halógeno en forma de sustancia simple es capaz de oxidar el ion haluro de cualquiera de los halógenos posteriores [11] .

El astato es incluso menos reactivo que el yodo. Pero también reacciona con los metales (por ejemplo, con el litio):

{\mathsf {2Li+At_{2}\rightarrow 2LiAt))

Durante la disociación , no solo se forman aniones, sino también cationes At + : HAt se disocia en:

{\displaystyle {\mathsf {H^{+}+En^{-}\rightleftarrows HAt\rightleftarrows En^{+}+H^{-))))

El uso de halógenos y sus compuestos

El compuesto natural de flúor, la criolita Na 3 AlF 6 , se utiliza en la producción de aluminio. Los compuestos de fluoruro se utilizan como aditivos en las pastas dentales para prevenir la caries.

El cloro se usa ampliamente para producir ácido clorhídrico, en síntesis orgánica en la producción de plásticos y fibras sintéticas, cauchos, tintes, solventes, etc. Muchos compuestos que contienen cloro se usan para controlar plagas en la agricultura. El cloro y sus compuestos se utilizan para blanquear tejidos de lino y algodón, papel, desinfectar agua potable. Es cierto que el uso de cloro para la desinfección del agua está lejos de ser seguro, para estos fines es mejor usar ozono .

Las sustancias simples y los compuestos de bromo y yodo se utilizan en las industrias farmacéutica y química.

Toxicidad de halógenos

Debido a la alta reactividad (esto es especialmente pronunciado en el flúor ), todos los halógenos son sustancias tóxicas con efectos asfixiantes y dañinos para los tejidos muy pronunciados.

Los vapores y aerosoles de flúor son muy peligrosos porque, a diferencia de otros halógenos, tienen un olor bastante débil y solo se sienten en altas concentraciones.

Notas

↑ Tabla periódica de los elementos (inglés) (enlace no disponible) . IUPAC. — PDF. Consultado el 25 de octubre de 2013. Archivado desde el original el 22 de agosto de 2015.
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↑ Shabarov Yu. S. Parte 1. Compuestos no cíclicos // Química orgánica. - 2ª ed. , corre. - M .: Química, 1996. - S. 115. - 496 p. — ISBN 5-7245-1057-X .
↑ Jonathan Brecher. Estándares de representación gráfica para diagramas de estructuras químicas (Recomendaciones IUPAC 2008) (inglés) // Química pura y aplicada. — 2008-01-01. — vol. 80 , edición. 2 . - pág. 277-410 . — ISSN 0033-4545 1365-3075, 0033-4545 . -doi : 10.1351/ pac200880020277 . Archivado desde el original el 10 de mayo de 2022.
↑ Snelders, HAM JSC Schweigger: Su romanticismo y su teoría eléctrica cristalina de la materia // Isis : diario. - 1971. - vol. 62 , núm. 3 . - Pág. 328 . -doi : 10.1086/ 350763 . — .
↑ Berdonosov S. S. Astatine // Enciclopedia química : en 5 volúmenes / Cap. edición I. L. Knunyants . - M .: Enciclopedia soviética , 1988. - T. 1: A - Darzana. - S. 211. - 623 pág. — 100.000 copias. - ISBN 5-85270-008-8 .
↑ Desmos . (Ruso)
↑ Breve libro de referencia de cantidades físicas y químicas Ravdel, L .: Química, 1974 - 200 páginas \\ página 67 tab. 24 . Consultado el 23 de mayo de 2022. Archivado desde el original el 7 de marzo de 2022. (indefinido)
↑ Stasinevich D.S. Iodine // Breve Enciclopedia Química / Ed. edición I. L. Knunyants . - M .: Enciclopedia soviética, 1963. - T. 2. Zh-Éter malónico .
↑ Yu.V._ _ _ - 18ª edición. - M .: Educación , 1987. - S. 197-199. — 240 s. — 1.630.000 ejemplares.
↑ Kuzmenko N. E., Eremin V. V., Popkov V. A. Los comienzos de la química. Curso moderno para aspirantes a universidades: libro de texto / Kuzmenko, N. E .. - 16. - M. : Examen, 2013. - P. 343-347. — 831 pág. - ISBN 978-5-377-06154-0 .

Literatura

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