12.8: Grupo VIIA- Halógenos

Los halógenos incluyen flúor, cloro, bromo y yodo. El astatino también está en el grupo, pero es radiactivo y no se considerará aquí. En la siguiente tabla se presenta un resumen de las propiedades atómicas de los halógenos. Los halógenos elementales libres constan todos de moléculas diatómicas X ₂, donde X puede ser flúor, cloro, bromo o yodo (recordar la imagen microscópica del bromo). ^{Son agentes oxidantes fuertes y se reducen fácilmente a los iones X, por lo que los halógenos forman numerosos compuestos iónicos.} El flúor, el elemento más electronegativo, no tiene estados de oxidación positivos, pero los otros halógenos comúnmente presentan +1, +3, +5 y +7 estados. La mayoría de los compuestos que contienen halógenos en estados de oxidación positiva son buenos agentes oxidantes, sin embargo, reflejando la fuerte tendencia de estos elementos a ganar electrones.

\(\PageIndex{1}\)Propiedades de Cuadro de los Elementos del Grupo VIIA.

Element	Símbolo	Configuración de electrones	Estado de oxidación habitual	Radio/PM
				Covalente	Iónico (X ^-)
Flúor	F	[Él] 2 s ^2 2 p ^5	-1	64	136
Cloro	Cl	[Ne] 3 s ^2 3 p ^5	+7, +5, +3, +1, -1	99	181
Bromo	Br	[Ar] 4 s ^2 3 d ^10 4 p ^5	+7, +5, +3, +1, -1	114	195
Yodo	I	[Kr] 5 s ^2 4 d ^10 5 p ^5	+7, +5, +3, +1, -1	133	216

Símbolo	Energía de ionización/MJ mol ^—1			Densidad/ g cm ^—3	Electro negatividad	Fusión Punto (en °C)
	Primero	Segundo	Tercero
F	1.687	3.381	6.057	1.73×10 ^-3	4.0	-220
Cl	1.257	2.303	3.828	3.17×10 ^-3	3.0	-101
Br	1.146	2.113	3.471	3.14	2.8	-7
I	1.015	1.852	3.184	4.94	2.5	114

Existe cierta variación entre sus propiedades físicas y apariencia. El flúor y el cloro son ambos gases a temperatura ambiente, el primero de color amarillo muy pálido y el segundo de color amarillo-verde. El bromo es un líquido de color marrón rojizo que se vaporiza con bastante facilidad. El yodo forma cristales oscuros brillantes y, cuando se calienta, sublima (cambia directamente de sólido a gas) a un hermoso vapor violeta. Todos los gases producen una sensación de asfixia cuando se inhalan. El cloro se utilizó para envenenar a los soldados en los campos de batalla europeos en 1915 a 1918. Los halógenos se ponen a usos más humanos como desinfectar los suministros públicos de agua por medio de la cloración y tratar cortes menores mediante el uso de una solución alcohólica (tintura) de yodo. Estas aplicaciones dependen de la capacidad de los halógenos para destruir microorganismos que son dañinos para los humanos.

Figura\(\PageIndex{1}\): Los haluros muestran una gran variación física. Cl ₂, un gasBr _{2 amarillo verdeBr 2}, un líquido marrón rojizo I ₂, un cristal oscuroReacciones Químicas y Compuestos

Todos los halógenos son bastante reactivos, y en el mundo natural siempre ocurren combinados con otros elementos. El flúor reacciona tan fácilmente con casi cualquier sustancia con la que entra en contacto que los químicos no lograron aislar el flúor puro hasta 1886, aunque su existencia en compuestos se conocía desde hacía muchos años. El cloro, el bromo y el yodo son progresivamente menos reactivos pero aún forman compuestos con la mayoría de los demás elementos, especialmente los metales. Un buen ejemplo es el mercurio, cuya reacción con el bromo se discutió en la sección que cubre vistas macroscópicas y microscópicas de una reacción química. El mercurio reacciona con otros halógenos de la misma manera:

\[\text{Hg}(l) + \text{X}_2(g, l, or s) \rightarrow \text{HgX}_2 (s) \nonumber \]X = F, Cl, Br o I

Ya cubiertos en la sección sobre metales alcalinos, los halógenos reaccionan fácilmente con los metales alcalinos con la forma general de:

\[\text{2M} + \text{X}_2 \rightarrow \text{2MX} \nonumber \]M = Li, Na, K, Rb o Cs y X = F, Cl, Br, I

El yodo se combina menos vigorosamente con metales alcalinos que otros halógenos, pero sus reacciones son análogas a las reacciones de los metales alcalinos con la florina, el cloro y el bromo. Los compuestos de un metal alcalino y un halógeno, como cloruro de sodio, fluoruro de potasio, bromuro de litio o yoduro de cesio, tienen propiedades estrechamente relacionadas. (Todo sabor salado, por ejemplo.) Pertenecen a una categoría general llamada sales, todos cuyos miembros son similares a la sal de mesa ordinaria, el cloruro de sodio. El término halógeno se deriva de las palabras griegas que significan “ex sal”.

Los halógenos también reaccionan con metales alcalinotérreos en la reacción general:

\[\text{M} + \text{X}_2 \rightarrow \text{MCl}_2 \nonumber \]M = Ser, Mg, Ca, Sr, Ba o Ra y X = F, Cl, Br, I

Otra reacción vigorosa ocurre cuando ciertos compuestos que contienen carbono e hidrógeno entran en contacto con los halógenos. La trementina, C ₁₀ H ₁₆, reacciona con bastante violencia. En el caso del flúor y el cloro la ecuación es

\[\text{C}_{10}\text{H}_{16}(l) + \text{8X}_2(g) \rightarrow \text{10C}(s) + \text{16HX}(g) \nonumber \]X = F, Cl

pero los productos son diferentes cuando el bromo y el yodo reaccionan. Antes de la llegada del automóvil, los veterinarios utilizaban yodo sólido y trementina para desinfectar heridas en las pezuñas de los caballos. Esto puede haber sido debido a las cualidades antisépticas superiores de la mezcla. Sin embargo, una razón más probable es la profunda impresión que causó en el dueño del caballo las grandes nubes de vapor de yodo violeta que se sublimaron como resultado del aumento de temperatura cuando ocurrió la reacción. A continuación se muestra un video de esta impresionante reacción:

La reacción violenta se debe al α-pineno en la trementina. El alivio de la tensión del anillo es altamente exotérmico. Este aumento de temperatura provoca la sublimación que lleva al impresionante vapor de yodo violeta.

Los halógenos también reaccionan directamente con hidrógeno, produciendo los haluros de hidrógeno:

\[\text{H}_2 + \text{X}_2 \rightarrow \text{2HX} \nonumber \]X = F, Cl, Br, I

Estos compuestos son todos gases, son solubles en agua y, a excepción del HF, son ácidos fuertes en solución acuosa. Se preparan convenientemente en el laboratorio acidificando el sodio u otro haluro apropiado:

\[\text{NaCl}(s) + \text{H}_3\text{O}^{+}(aq) \xrightarrow{\Delta} \text{Na}^{+}(aq) + \text{H}_2\text{O}(l) + \text{HCl}(g) \label{6} \]

El ácido debe ser no volátil para que el calentamiento conduzca solo al haluro de hidrógeno gaseoso. En el caso de fluoruros y cloruros, H ₂ SO ₄ servirá, pero los bromuros y yoduros se oxidan a Br ₂ o I ₂ por H ₂ SO ₄ caliente y así se usa H ₃ PO ₄ en su lugar.

Una reacción similar a la Ec. \(\ref{6}\)ocurre cuando la roca de fosfato que contiene fluorapatita se trata con H ₂ SO ₄ para hacer fertilizante:

\[\text{Ca}_{10}(\text{PO}_4)_6\text{F}_2 + \text{7H}_2\text{SO}_4 + \text{3H}_2\text{O} \rightarrow \text{3Ca(H}_2\text{PO}_4)_2•\text{H}_2\text{O} + \text{7CaSO}_4 + \text{2HF} \nonumber \]

El HF producido en esta reacción puede causar importantes problemas de contaminación del aire. Los fluoruros también se emiten a la atmósfera en la acería y la producción de aluminio. Hay alguna evidencia de que los fluoruros, más que el dióxido de azufre, pueden haber sido responsables de muertes humanas en episodios de contaminación del aire en Donora, Pensilvania, y el Valle del Mosa en Bélgica.

Las fuerzas oxidantes relativas de los halógenos se pueden ilustrar muy bien en el laboratorio. Si, por ejemplo, se combina una solución de Cl ₂ en H ₂ O con una solución de NaI, se puede observar el color oscuro de I ₂, mostrando que el Cl ₂ ha oxidado el I ^—:

\[\text{Cl}_2(aq) + \text{2I}^{-}(aq) \rightarrow \text{2Cl}^{-}(aq) + \text{I}_2(aq) \nonumber \]

Esta misma reacción se muestra en el siguiente video:

El video comienza con cuatro soluciones. La solución experimental se encuentra en el extremo izquierdo, y contiene Cl ₂ en agua, que está cubierta por una capa de hexano, un disolvente no polar que es inmiscible con H ₂ O. Las otras tres soluciones, de izquierda a derecha son una solución de Cl ₂, una solución de Br ₂, y una I ₂ solución. Cuando se agrega una solución con iones yoduro a la solución experimental, se forman moléculas I ₂ no polares. Se concentran en la capa de hexano, y se puede observar un hermoso color violeta, lo mismo que la solución I ₂. De tales experimentos se puede demostrar que el agente oxidante más fuerte es F ₂ (en la parte superior del grupo). F ₂ reaccionará con Cl ^—, Br ^—, y yo ^—. El agente oxidante más débil, I ₂, no reacciona con ninguno de los iones haluro.

El poder oxidante extremadamente alto del F ₂ lo convierte en el único elemento que puede combinarse directamente con un gas noble. Las reacciones

\(\text{Xe}(g) + \text{F}_2(g) \rightarrow \text{XeF}_2(s)\)

\(\text{XeF}_2(s) + \text{F}_2(g) \rightarrow \text{XeF}_4(s)\)

\(\text{XeF}_4(s) + \text{F}_2(g) \rightarrow \text{XeF}_6(s)\)

para sintetizar los tres fluoruros de xenón, todos los cuales son agentes oxidantes fuertes. Cuando se hace pasar una descarga eléctrica a través de una mezcla de Kr y F ₂ a baja temperatura, se puede formar KrF ₂. Este es el único compuesto de Kr, y se descompone lentamente a temperatura ambiente.

El flúor también se distingue de los otros halógenos debido a su capacidad para oxidar el agua:

\[\text{3F}_2 + \text{6H}_2\text{O} \rightarrow \text{4H}_3\text{O}^{+} + \text{4F}^{-} + \text{O}_2 \nonumber \]

El cloro también es capaz de oxidar el agua, pero lo hace muy lentamente. En cambio, la reacción

\[\text{Cl}_2 + \text{2H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{H}_3\text{O}^{+} + \text{Cl}^{-} + \text{HOCl} \nonumber \]

va a mitad de camino hasta su finalización. El ácido hipocloroso, HOCl, es un ácido débil. De esta manera también se pueden obtener pequeñas concentraciones de ácidos hipobromo e hipoyodoso. En solución básica el halógeno se consume completamente, produciendo el anión hipohalito:

\[\text{Cl}_2 + \text{2OH}^{-} \rightarrow \text{Cl}^{-} + \text{H}_2\text{O} + \text{OCl}^{-} \nonumber \]

Dado que el hipoclorito, OCl ^—, también podría suministrarse a partir de un compuesto iónico como NaOCl, este último se usa a menudo para clorar piscinas.

Iones hipohalitos desproporcionados en solución acuosa:

\[\text{3OCl}^{-} \rightarrow \text{2Cl}^{-} + \text{ClO}_3^{-} \nonumber \]

Esta reacción es bastante lenta para el hipoclorito a menos que la temperatura esté por encima de 75°C, pero OBr ^— y OI ^— se consumen inmediatamente a temperatura ambiente. Las sales de clorato, ClO ₃ ^—, bromato, BrO ₃ ^— y yodato, IO ₃ ^—, pueden precipitarse de tales soluciones. Todos son buenos agentes oxidantes. El clorato de potasio, KClO ₃, se descompone, dando O ₂ cuando se calienta en presencia de un catalizador:

\[\text{2KClO}_{3} \xrightarrow[\text{MnO}_{\text{2}}\text{ catalyst}]{\Delta } \text{2KCl} + \text{3O}_{2} \nonumber \]

Esta es una reacción estándar de laboratorio para hacer O ₂.

Si se calienta KClO ₂ sin catalizador, se puede formar perclorato de potasio, KClO ₄. Los percloratos oxidan la materia orgánica rápidamente y a menudo incontrolablemente. Son notorios por explotar inesperadamente y deben manejarse con mucho cuidado.

Otro grupo interesante de compuestos son los interhalógenos, en los que un halógeno se une a otro. Algunos interhalógenos, como BrCl, son diatómicos, pero los átomos de halógeno más grandes tienen espacio para varios más pequeños a su alrededor. Así, se pueden sintetizar compuestos tales como ClF ₃, BrF ₃ y BrF ₅, e IF _{3, ICl 3}, IF ₅ e IF ₇. Obsérvese que el átomo de halógeno más grande I puede acomodar tres cloros y hasta siete fluorinos a su alrededor. El siguiente video muestra una reacción que involucra algunos de estos interhalógenos:

El video comienza con un tubo de ensayo que contiene una capa de solución acuosa de KI encima de CCl ₄ debajo de él. Se burbujea cloro a través de la capa de KI. Como se ve en el video sobre la fuerza oxidante de los halógenos, Cl ₂ reacciona con I ^- para formar yodo, según la reacción:

\[\text{2I}^{-}(aq ) + \text{Cl}_2(aq ) \rightarrow \text{I}_2(aq) + \text{2Cl}^{-}(aq) \nonumber \]

También se forma un ion triyoduro marrón en la capa acuosa, de acuerdo con la reacción:

\[\text{I}^{-}(aq ) + \text{I}_2(aq ) \rightarrow \text{I}_3^{-}(aq) \nonumber \]

Comienza a formarse una solución púrpura en la capa CCl ₄, ya que el yodo se disuelve en ella. El yodo en la capa acuosa también reacciona con el exceso de Cl ₂ para formar la ICl roja, de acuerdo con la siguiente reacción:

\[\text{I}_2(aq ) + \text{Cl}_2(aq ) \rightarrow \text{2ICl}(aq) \nonumber \]

La reacción final se lleva a cabo a medida que se agrega más Cl ₂, que reacciona con ICl, para formar la ICl amarilla ₃. Esta reacción provoca que la solución acuosa se decolore. Esto va de acuerdo a la reacción:

\[\text{ICl}(aq ) + \text{Cl}_2(aq ) \rightarrow \text{ICl}_3(aq) \nonumber \]

Al final del video, las capas se han decolorado, con una porción roja en el CCl ₄ que es, debido a su color, muy probablemente restante iCL.