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• Christian Alfonso

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Trabajo Práctico de Química Inorgánica: “Halógenos y sus compuestos”

Trabajo Practico Nº 5 Grupo VII A “Halógenos y sus compuestos” 1) Propiedades generales de la columna Los elementos Flúor (F), Cloro (Cl), Bromo (Br), Iodo (I) y Astato (At) constituyen la familia de los halógenos, grupo VII A de la Tabla Periódica. Están ubicados inmediatamente delante de los gases inertes, difiriendo cada halógeno del gas inerte que le sigue, en un electrón menos en su capa de valencia. TABLA 1 Elemento F Cl Br I At

1 S 2 2 2 2 2

2 S 2 2 2 2 2

CONFIGURACIONES ELECTRONICAS 3 4 5 P S P D S P D F S P D 5 6 2 5 6 2 6 10 2 5 6 2 6 10 2 6 10 2 5 6 2 6 10 2 6 10 14 2 6 10

6 S

P

2

5

2) Regularidades dentro del grupo Con ayuda de la tabla siguiente se estudiarán algunas de las importantes regularidades que presenta esta familia de elementos. Tabla II Color (según el estado de agregación) Número Atómico (Z) Peso Atómico (g) Punto de Fusión (ºC) Punto de Ebullición (ºC) Calor de Disolución (ºKcal/mol) Electronegatividad Eº para 2X- → X2 + 2e(a 25ºC)

F Gas: amarillo, pál. Sólido: más oscuro 9 38 -223

Propiedades Periódicas Cl Br Gas: amarillo, Líquido: pardo verdoso rojizo Liq. y Sól.: Sólido: más más oscuro rojizo 17 35 70.91 159.83 -101.6 -7.2

I Sólido: cristales oscuros violáceos Vapores: violeta 53 253.84 113.5

-187

-34.6

58.78

184.35

4.0

3.0

2.8

2.5

-2.87V

-1.36V

Si se tiene en cuenta que los colores se producen en los halógenos por absorción de la luz visible por las moléculas, que excitan a los electrones externos, se desprende de la observación de la tabla, que la energía necesaria para excitar la molécula es mucho menor que la necesaria para la molécula de cloro.

Trabajo Práctico de Química Inorgánica: “Halógenos y sus compuestos” De la misma forma varía la energía necesaria para separar un electrón del átomo de yodo, que de cualquiera de los otros átomos de halógeno (observar como decrecen las energías de ionización del F al I). Los potenciales de oxidación aumentan con el peso atómico lo que significa que el halógeno más liviano oxida al ión haluro más pesado. Ejemplo: Cl2 + 2I- → 2Cl- + I2 En cuanto a la electroafinidad (cantidad de energía vinculada a la toma de un electrón por un elemento que se encuentra al estado de gas monoatómico) está dentro de lo esperado salvo en el caso del flúor que presenta una anomalía difícil de explicar. Paradójicamente el Flúor es el agente químico oxidante, más enérgico que se conoce. 3) Preparación de las sustancias simples I. Flúor: Se obtiene por electrólisis de una mezcla de fluoruro de potasio y fluoruro de hidrógeno fundidos, con electrodos de carbón o de metal, recubiertos con una película de fluoruro. II. Cloro: (Obtención Industrial) Cloro-Soda cáustica: El Cloro se obtiene hoy exclusivamente a partir de cloruros alcalinos por electrólisis (electrólisis cloro-álcali). Electrólisis Cloro-álcali: a) Electrólisis en fase fundida (método Down). a) Método del diafragma. b) Método de la amalgama. a) Método Down Dispositivo

Ánodo de grafito: Cátodo anular de Fe rodea al ánodo. El espacio catódico está separado por ambos lados del resto de la célula mediante una tela metálica. Sobre el ánodo hay una campana que detecta el Cl2 para que no se ponga en contacto con el Na fundido. Electrolito: NaCl (fundido) Ecuaciones: 2Na+ + 2e- → 2Na (1) (Cátodo) 2Cl- → Cl2(g) + 2e- (Ánodo)

Trabajo Práctico de Química Inorgánica: “Halógenos y sus compuestos” 2Na+ + 2Cl- → 2Na (1) + Cl2(g) b) Método del Diafragma Dispositivo

Anodo: Electrodo de grafito Cátodo: Parrillas de Fe Diafragma: (formada por varias capas de asbesto) separa la zona anódica de la catódica. Electrolito: Es una solución saturada de NaCl que entra continuamente por la parte superior. Ecuaciones: 2Cl- → Cl2(g) + 2e-(Anodo) 2H2O + 2e- → H2(g) + 2e- + 2OH- (Cátodo) 2H2O + 2Cl- → H2(g) + Cl2(g) + 2OH2H2O + 2NaCl → H2(g) + Cl2(g) + 2NaOH c) Método de la Amalgama Dispositivo

Anodo: de grafito Cátodo: Hg que cubre el piso de la cuba y fluye lentamente. No hay diafragma. Los iones sodio se descargan en el cátodo y forman (ya descargados) con el mercurio una amalgama de Na que fluye fuera de la celda con un contenido de 0.2% de sodio. La amalgama pasa de una torre llena con grafito en la que se produce la descomposición de la misma con agua con producción de Hg, lejía de sosa e hidrógeno. Ecuaciones:

Trabajo Práctico de Química Inorgánica: “Halógenos y sus compuestos”

2Cl- → Cl2 + 2e2Na+ + 2e- → 2Na Na + Hg → Amalgama de Hg (Hg + Na) 2Cl- + 2Na+ + Hg → Cl2 + 2(Hg + Na) amalgama En la torre 2 (Hg + Na) + 2 H2O → 2 Hg + 2 NaOH + H2 En los dos últimos métodos se obtiene además de Cl2, NaOH e H2. La obtención de H2 por este método no tiene mayor importancia. Obtención en el laboratorio: en el laboratorio se prepara comunmente por acción de un agente oxidante (MnO2, KmnO4, PbO2, KClO3, o HNO3) sobre HCl concentrado o sobre NaCl + H2SO4. Ejemplo:

MnO2 + 2Cl- + 4H+ → Mn++ + Cl2 + 2H2O 2MnO4- + 10Cl- + 16H+ → 2Mn++ + 5Cl2 + 8H2O PbO2 + 2Cl- + 4H+ → Pb++ + Cl2 + 2H2O

III. Bromo: puede obtenerse oxigenando los bromuros que se encuentran en la naturaleza con cloro libre Cl2 + 2Br- → Br2 + 2Cl En el laboratorio se obtiene en forma similar al Cloro. IV. Iodo: Se obtiene tratando el iodato de sodio, que se encuentra en los depósitos de nitrato de Chile, con un reductor como bisulfito de sodio. 2IO-3 + 5SO3H- → 5SO42-+ 3H+ + I2 + H2O 4) Reacciones a) Con los metales: El flúor y el cloro reaccionan directamente con todos los metales para formar haluros metálicos. El bromo y el yodo también lo hacen, excepto con los metales nobles. Ecuación general: M = Metal

b)

Con los no metales: Forma compuestos covalentes. El flúor reacciona más rápidamente que el cloro con todos los no metales (excepto N,O,C, gases inertes). El bromo y el yodo no dan reacciones de este tipo.

Ecuación General: NoM = no metal

Trabajo Práctico de Química Inorgánica: “Halógenos y sus compuestos”

c)Con el agua: Pueden reaccionar en dos formas: 1)

2X2 + 2H2O ⇄ 4H+ + 4X- + O2

Esta reacción ocurre con el fluor en forma instantánea y completa a temperatura ambiente. Con el cloro se competa pero lenta (se acelera con la luz del sol). Con el bromo es lenta e incompleta. En cambio con el yodo sólo ocurre la reacción inversa.

2)

X2 + H2O ⇄ H+ + X- + HXO

HXO: ácido hipohalogenoso

Esta reacción tiene lugar únicamente con el cloro, bromo e yodo.

d)

Con los hidróxidos: Sólo reaccionan el cloro, bromo e yodo.

1)

En frío:

2)

En caliente: 3X2 + 6OH- → XO-3 + 5X- + 3H2O

X2 +OH- → HXO + X-

5) Estado de oxidación de los halógenos El intervalo de variación de los estados de oxidación se extiende desde –1, que corresponde al caso en que cada átomo de halógeno, adquiere la estructura del gas noble adyacente, a +7 que corresponde para el cloro a la estructura del gas noble que le antecede (neón) y para el yodo a una estructura con una capa electrónica de 18 electrones. Tabla 3 +7 +6 +5 +4 +3 +2 +1 0 -1

Estados de oxidación HClO4 Cl2O7 ClO3 HClO3 HBrO3 ClO2 BrO2 HClO2 HBrO2

F2 HF F -

Cl2O HClO Cl2 HCl Cl -

6) Diagramas de Latimer para el Cloro a) En solución ácida:

b) En solución básica:

Br2O HBrO Br2 HBr Br -

HIO4

H5IO6

I2O5 HIO3 I2O4 IO2

HIO I2 HI I -

Trabajo Práctico de Química Inorgánica: “Halógenos y sus compuestos”

7) Estructura electrónica y configuración espacial de algunos compuestos Cl2O (monóxido de cloro) HClO (Ac. Hipocloroso) ClO2- (ion clorito) ClO3- (ion clorato)

8) Haluros de hidrógeno. Preparación

a)Por síntesis: H + X 2

2

= 2HX

La facilidad con que se produce la reacción decrece del fluor al yodo.

b)

Por tratamiento de sus sales con H2SO4: Unicamente para HF o HCl pues el HBr y el HI se oxidan dando el halógeno libre.

Ejemplo:

NaCl + H2SO4 →NaHSO4 + HCl(g) (temperatura ambiente) NaCl + NaHSO4 → + HCl(g) a 500°C CaF2 + H2SO4 → CaSO4 + 2HF(g)

c)Por hidrólisis de otros haluros (principalmente PX ) 3

Ejemplo: PX3 + 3H2O = P(OH)3 + 3HX Esta reacción se utiliza en la preparación de HBr y HI. 9) Propiedades Tabla 4 Fórmula molecular Punto de ebullición (°C) Punto de fusión (°C) Solubilidad en agua (g/100g solución) 1 atm. 20°C Calor de formación (cal/mol) Constante dieléctrica del líquido

H2F2 19,4 -83

Propiedades HCl HBr -85 -67 -112 -86

HI -36 -51

35,3

42

49

57

-64.000 66

-22.000. 9

-12.000 6

-1.200 3

De la tabla anterior surge que el FH presenta comportamiento anormal con respecto a los restantes halogenuros de hidrógeno. Dicho comportamiento es atribuido a que en el estado líquido y aún en el gaseoso, las moléculas están asociadas debido a la existencia de uniones hidrógeno. A consecuencia del carácter fuertemente electronegativo del flúor que atrae al átomo de hidrógeno de otra molécula manteniéndose unidos por fuerzan electrostáticas, se forman cadenas con un gran número de uniones FH. La estructura sería la siguiente:

a) Reacciones en que actúan como ácidos:

Trabajo Práctico de Química Inorgánica: “Halógenos y sus compuestos” a)

De neutralización

c)

Liberación de CO2 a partir de CO3Liberación de H2 con un metal activo

b)

b) Reacciones en que actúan como agentes reductores La propiedad reductora se incrementa de HF