Halógenos

Halógenos

Los elementos del grupo 7 del sistema periódico se conocen con el nombre de halógenos, lo que significa formadores de sales. Los dos primeros miembros de la familia, el flúor y el cloro, son gases a 25ºC y 1 atm. El bromo es un líquido volátil rojizo que hierve a 59ºC. El yodo es un sólido negro brillante. Cuando se caliente, se convierte en vapor de yodo de color violeta. El astatinio, el último miembro de la familia, es radiactivo como su vecino del grupo 8, el radón.

Los halógenos son demasiado reactivos como para que se presenten libres en la naturaleza. Se suelen presentar como iones haluro: F- , Cl- , Br- e I-. La fuente principal del flúor es el mineral insoluble en agua, la fluorita, CaF2. El cloro se presenta como ion cloro en sólidos como el NaCl, el KCl y el MgCl2. Es, además, el anión más abundante en el agua del mar. El bromo y el yodo también se encuentran en el agua del mar, pro en mucha menor proporción. En ciertas salmueras (disoluciones salinas), la concentración de Br- e I- es mayor.

Para obtener halógenos es necesario que los iones haluro eliminen electrones (F- , Cl- , Br- , I-) es decir, hay que llevar a cabo los siguientes procesos de oxidación:

2 F- → F2 + 2 e-

2 Cl- → Cl2 + 2 e-

2 Br- → Br2 + 2 e-

2 I- → I2 + 2 e-

El proceso de oxidación es más fácil, entre los iones haluro, a medida que descendemos en el sistema periódico. De los cuatro iones haluro, el ion F- es el más reacio a ceder electrones para dar moléculas F2, mientras que el ion I- es el que se oxida más fácilmente para dar I2.

Por supuesto que las semirreacciones de oxidación no ocurren por sí solas. Otras especies deben aceptar los electrones que ceden los iones haluro. Una especie que lo puede hacer con los iones I- y Br- es la molécula de Cl2, que tiene una avidez relativamente fuerte por los electrones, es decir, se reduce fácilmente a iones cloro en la semirreacción.

Cl2 (g) + 2e- → 2 Cl- (ac)

Información sobre elementos del grupo VIIA halógenos:

Flúor

En 1771 Scheele reconoció el ácido fluorhídrico e intuyó, por la semejanza que tenía con el ácido clorhídrico, que debía existir el flúor pero éste no pudo ser aislado hasta un siglo después. Se obtuvo como elemento por primera vez en 1886 en Francia por Henri Moissan.

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.

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.

Valores de las Propiedades

Masa Atómica

18,9984 uma

Punto de Fusión

53,6 K

Punto de Ebullición

85 K

Densidad

1516 kg/m³

Potencial Normal de Reducción

+ 2,87 V ½F2 | F-

Conductividad Térmica

0,03 J/m s ºC

Conductividad Eléctrica

0,0 (mOhm.cm)-1

Calor Específico

752,40 J/kg ºK

Calor de Fusión

1,0 kJ/mol

Calor de Vaporización

6,5 kJ/mol

Calor de Atomización

79,0 kJ/mol de átomos

Estados de Oxidación

-1

1ª Energía de Ionización

1681 kJ/mol

2ª Energía de Ionización

3374,1 kJ/mol

3ª Energía de Ionización

6050,3 kJ/mol

Afinidad Electrónica

328 kJ/mol

Radio Atómico

0,57 Å

Radio Covalente

0,72 Å

Radio Iónico

F-1 = 1,31 Å

F+7 = 0,07 Å

Volumen Atómico

17,1 cm³/mol

Polarizabilidad

0,6 ų

Electronegatividad (Pauling)

3,98

Es muy oxidante y forma fluoruros, que figuran entre los más estables de todos los compuestos químicos, directamente con casi todos los elementos e indirectamente con el nitrógeno, cloro, y oxígeno.

Debido a su gran actividad muchos metales, la madera y el vidrio arden en contacto con él.

A temperatura ordinaria, 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.

La preparación de flúor como elemento libre es difícil y raramente se hace, ya que el flúor libre es muy reactivo. La obtención a partir de sus compuestos es muy difícil debido a la gran estabilidad de los mismos.

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.

Cloro

El cloro se aisló por primera vez en estado libre en 1774 por Scheele tratando dióxido de manganeso con ácido clorhídrico, aunque con anterioridad Van Helmont había observado el desprendimiento de un gas amarillo verdoso al calentar una mezcla de ácidos nítrico y clorhídrico (agua regia) que podría ser cloro. En cualquier caso, tanto uno como otro consideraron que se trataba de un compuesto. En 1810 Davy, Gay-Lussac y Thenard demostraron que se trataba de un elemento. Su nombre procede del latín y significa verde claro.

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.

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 bastante bien en agua: a la presión atmosférica y a 0ºC, 1 litro de agua disuelve aproximadamente 5 litros de cloro gaseoso dando una disolución que se conoce como agua de cloro de la que puede cristalizarse un hidrato.

Valores de las Propiedades

Masa Atómica

35,4527 uma

Punto de Fusión

172,18

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