TEMA 2: HALÓGENOS (GRUPO 17 Características generales Estado natu, Ejercicios de Química Inorgánica

¡Descarga TEMA 2: HALÓGENOS (GRUPO 17 Características generales Estado natu y más Ejercicios en PDF de Química Inorgánica solo en Docsity! TEMA 2: HALÓGENOS (GRUPO 17) Características generales: Es el grupo que presenta los elementos más electronegativos del sistema periódico, y el F es el elemento más electronegativo dentro de dicho grupo y a su vez el más electronegativo de todos los que se conocen. En estado natural se encuentran como moléculas diatómicas y sus átomos se mantienen unidos por enlace covalente simple y la fuerza de dicho enlace disminuye al descender en el grupo [X2]. Para llenar por completo su último nivel energético (s2p5) necesitan un electrón más, por lo que tienen tendencia a formar un ion mononegativo, X-. Son elementos oxidantes (disminuyendo esta característica al bajar en el grupo) puesto que los potenciales de reducción de todos los halógenos son positivos y altos, y el flúor es capaz de llevar a la mayor parte de los elementos al mayor estado de oxidación (es el agente más oxidante que existe). A medida que descendemos en el grupo, la reactividad disminuye por el aumento en el tamaño del átomo. Si hablamos de afinidad electrónica, que es la energía que se desprende cuando un elemento en estado gaseoso y fundamental, coge un electrón, al descender en el grupo (lo hacemos en valor absoluto) esta disminuye, y podemos pensar que el flúor debería tener mayor electroafinidad ( o afinidad electrónica) pero al ser el más pequeño, los electrones que ya tiene hace que una vez tomado el electrón sea repelido, por eso el elemento de mayor afinidad electrónica en este grupo es el Cl. Los puntos de fusión y ebullición aumentan al descender en el grupo. Estos elementos, a temperatura ambiente, se hallan en los tres estados de la materia: en estado sólido el iodo y ástato, en estado líquido: bromo y en estado gaseoso el flúor y cloro. Estado natural Al ser altamente reactivos, siempre se encuentran combinados (en la naturaleza) mayoritariamente en estado de oxidación -1. F F- CaF2(fluorita), Na3AlF6 (criolita), Ca5(PO4)3F (fluoroapatita) Cl Cl- NaCl, KCl Br Br- NaBr, KBr I IO3- NaIO3, Ca(IO3)2 Obtención F₂ Se lleva a cabo el Proceso de Moissan, el cual se basa en la electrolisis de fluoruro de potasio con fluoruro de hidrógeno fundido, obteniéndose: KF(s) + HF(l) → [HF₂]ˉ + K+ Cátodo: K+ + 1e- = K (s) Ánodo: [HF₂]ˉ El cual se vuelve a someter a electrólisis para dar: [HF₂]ˉ + K+ → F₂ + H₂ Ánodo: 2Fˉ (l) Cátodo: H+ Otro proceso de obtención del flúor, es a partir de fluoruro potásico (s), por medio de electrólisis, este KF se funde y pasa a KF (l). Cátodo: K+ +1e- = K (s) Ánodo: Fˉ – 1e- = ½ F₂. Estabilidad de los estaos de oxidación Diagrama de Latimer (poder que este a pH=0 o a pH=14, pero si no me dicen nada es en medio ácido) nos permite saber si las especies son oxidantes o reductoras, cuando los potenciales son positivos, quiere decir que son especies oxidantes y por lo tanto ellas se reducen. A mayor potencial de reducción, más oxidante es. En medio ácido, los ácidos fuertes se encuentran totalmente disociados a diferencia de los ácidos débiles. Diagramas de Frost La estabilidad de las especies aumenta a medida que el equivalente voltio se hae más negativo. La pendiente de la recta que une dos puntos del diagrama corresponde al potencial normal de reducción del par formado por esas dos especies. • Cuanto más positiva sea la pendiente, mayor es el poder oxidante de la forma oxidada de la pareja, la cual tenderá a reducirse. • Cuanto más negativa sea la pendiente, mayor es el poder reductor de la forma reducida de la pareja, la cual tenderá a oxidarse. Por lo tanto, es posible extraer conclusiones acerca de la espontaneidad de la reacción entre dos pares cualquiera comparando las pendientes de las rectas correspondientes. Por ejemplo, a partir del siguiente diagrama se observa que al ser mayor la pendiente de la recta naranja que la de la azul, el potencial de reducción del par representado por la recta naranja será mayor que el potencial de reducción del par representado por la recta azul. Esto implica que la recta naranja representará la semireacción de reducción y la azul la semireacción de oxidación, siendo por tanto el sentido de ambas el indicado por las flechas, lo que supone que se formará la especie intermedia. La línea discontinua son los diferentes potenciales representados en medio básico. Podemos observar que en el primer diagrama, tanto el ClO4ˉ en medio básico como en ácido está situada lo más a la derecha y lo más alto posible en los dos caminos. Reactividad en H₂O El fluor es el más oxidante de todas las especies, y este es capz de oxidar al agua. Las demás especies de su grupo, no son tan oxidantes y no son capaces de oxidar al agua. Por lo que se produce es una dismutación, donde la misma especie se oxida y se reduce, en este caso los halógenos. Haluros/halogenuros • Obtención: se obtiene añadiendo un metal al halógeno y se forma un HALURO. • Clasificación: Los haluros iónicos, se forman con cationes poco polarizantes como son los alcalinos y los alcalinotérreos (exceptuando el Be, Mg y Li). Tienen elevados pf y pe, debidos a que su energía reticular es elevada (es lo que mide la fuerza de enlace). Las redes tridimensionales que forman, decir que sus enlaces no son direccionales. Los haluros covalentes, se forman con cationes polarizantes y con no metales. Forman sólidos moleculares que da lugar a redes en capas o cadenas. A su vez no son solubles en agua ni en otros sólidos polares. Esta gráfica representa los puntos de fusión de los haluros, y nos permite conocer su mayor o menos carácter iónico o covalente. En los haluros formados por Na, haluros iónicos, disminuye su punto de fusión al hacerlo su energía reticular. Los haluros formados por flúor, son muy iónicos, ya que la energía reticular, es muy elevada. Los haluros de silicio son covalentes, y el aumento graduado de los puntos de fusión, al descender en el grupo se produce porque al aumentar las fuerzas de Van der Waals lo hacen según su masa molecular. Haluros de hidrógeno (halogenuros de hidrógeno) Obtención de los haluros de hidrógeno: Para obtener HF y HCl, se utiliza ácido sulfúrico (H₂SO4) concentrado a elevadas temperaturas, puesto que así es cuando este es oxidante. Por el contrario, para obtener HBr y HI se utiliza H3PO4, porque si utilizásemos H₂SO4, oxidaría al ion yoduro y bromuro y no se obtendrían sus correspondientes halogenuros de hidrógeno. Propiedades físicas: El HF es anómalo, porque al formar enlaces de hidrógeno tiene mayor punto de fusión y mayor energía de enlace. Ácidos hipohalosos/hipoalitos (HXO) HClO, HBrO Y HIO (el más fuerte como ácido es el HClO, puesto que miramos la energía de enlace de su átomo central. Propiedades ácido-base: HClO > HBrO > HIO HClO + H2O ↔ ClO- + H3O+ Ka≈ 10-8 El hipocloroso, al ser un ácido débil, tiene doble flecha. Propiedades redox: Tienen potenciales de reducción altos, es decir que se reducen, y por lo tanto son oxidantes. El potencial variará dependiendo de la carga y del radio, puesto que cuando menor es el radio en una especie que se va a reducir, menor es la tendencia a hidratarse, y por lo tanto tienen menor potencial de reducción. Hipohalitos (XOˉ): ClOˉ, BrOˉ, IOˉ Los hipocloritos/hipobromitos/hipoyoditos son inestables, por lo que se disutan, menos el ClOˉ, que a temperatura ambiente no lo hace. Son además, los mejores agentes oxidantes y los más utilizados, y el ejemplo más típico es la lejía comercial (NaClO), que en términos de aplicación, al ser un agente oxidante, blanquea y desinfecta. Ácidos halosos/halitos (HXO₂) HClO₂ Propiedades ácido-base: HClO2 + H2O ⟷ClO2- + H3O+ Ka≈ 10-2 Propiedades redox: E0 (HClO2/ Cl2)= 1.659 V Halitos (XO₂ˉ): ClO₂ˉ Utilizado como agente blanqueante. Ácidos hálicos/halatos (HXO3) HClO3, HBrO3, HIO3(s) Propiedades ácido-base: HClO3 >HBrO3 > HIO3 Son ácidos fuertes, el que más es el que más EN tienen que es el HClO3. Halatos (XO3ˉ): ClO3- , BrO3-, IO3- e.o= positivos, porque pasan a -1, es decir que se reducen y por lo tanto son oxidantes (valores positivos). Propiedades redox: Cuando pasan a una especie acuosa, depende del radio, y por lo tanto tendrá menos tendencia a hidratarse, que será lo mismo que a que tenga lugar el redox, siendo lo normal que disminuya puesto que aumenta el radio. Ácidos perhálicos/perhalatos (HXO4/XO4ˉ) Todos estos ácidos son ácidos fuertes, el más fuerte es el HClO4 de todos los ácidos inorgánicos. Estas tres especies son fuertes oxidantes. El ácido perbrómico no existe como tal, sino que existe su ion, puesto que tiene un tamaño grande que no es adecuado para una estructura tetraédrica y pequeño para una estructura octaédrica, es decir, puesto que el Br no es tan grande como para rodearse de 6 enlaces, ni tan pequeño como para rodearse de 4, y es por esta razón por la que es tan inestable que ni existe. El yodo se rodea de 6 enlaces, puesto que es más grande, formando una estructura octaédrica, lo que lo hace más estable. Aplicaciones Flúor: agente anticaries Se utiliza en forma de fluoruro sódico o monofluorofosfato sódico en pastas de dientes. El mecanismo por el que actúa el fluoruro (Fˉ), para prevenir las caries no es muy conocido. Uno de los mecanismos que se propone, es que el Fˉ, reemplaza al OHˉ de la hidroxiapatita (constituyente fundamental del diente). Dicho reemplazamiento es isomórfico, puesto que tienen una carga parecida y un radio parecido. El fluoruro es menos básico que el OHˉ, por lo tanto, no ataca tan fácilmente a los ácidos (ácido láctico) procedentes de los azúcares o hidratos de carbonos, cuando se disgregan en la boca por la acción bacteriana. Por otra parte, parece ser que los defectos estructurales de los dientes se eliminan al entrar el fluoruro y los alimentos de este modo no quedan retenidos. Cloro: agente desinfectante Esta acción se debe a que oxida a la cisteína de las proteínas bacterianas, formando enlaces S-S (azufre-azufre), modificando las estructuras de las proteínas produciendo la muerte bacteriana. Se utiliza en la potabilización de aguas, para eliminar las bacterias y en la desinfección de piscinas en las cuales se usa en forma de pastillas. También se usa como desinfectante doméstico, conocido como lejía (NaClO/NaCl). O en forma de KClO3, como bactericisa para las llagas bucales. Yodo: Es importante comprar la sal yodado puesto que el yodo ayuda a prevenir la tiroides. También se utiliza como desinfectante de uso tópico, BETADINE, como el yodo no se disuelve en agua, se le añade yoduro, y forma el ion triyoduro que es el componente principal del betadine el cual también lleva PVP (polivinilpirrolidona), de esta forma estará en forma acuosa.